Н.Н. Масленникова, Э.А. Гафиятуллина

Учебно-методическое пособие

СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

Издательство Елабужского института

Казанского (Приволжского) федерального университета

2018

2

УДК 541

ББК 24.1

М 315

Печатается по решению РИСа

Елабужского института

Казанского (Приволжского) федерального университета

протокол №__17____ от ____28.12.2017_____________

Рецензенты:

Хаматгалеева Г.А. – канд.пед.наук, доцент кафедры технологии продуктов питания и

сервиса Набережночелнинского государственного торгово-технологического института;

Афонина Е.А. – канд.пед.наук, доцент кафедры биологии и экологии Елабужского

института Казанского (Приволжского) федерального университета.

М 315

Масленникова Н.Н., Гафиятуллина Э.А. Свойства растворов: учебно-методическое

пособие. – Елабуга: Изд-во Елабужского института К(П)ФУ, 2018. – 41 с.

Учебно-методическое пособие является теоретико-практическим руководством,

призванным конкретизировать и расширить знания студентов по теме «Растворы» и

сформировать у них умение выявлять и объяснять свойства растворов различных

химических соединений.

Рекомендуется для использования на лекционных и лабораторных занятиях в рамках

изучения дисциплин «Общая химия» и «Общая и неорганическая химия» и в качестве

пособия для самостоятельной работы студентов над темой «Растворы». Предназначено для

бакалавров, обучающихся по направлениям подготовки 44.03.05 «Педагогическое

образование», профиль «Биология и химия» и 06.03.01 «Биология», профиль «Общая

биология», а также другим нехимическим направлениям подготовки в вузе.

© Масленникова Н.Н., Гафиятуллина Э.А. 2018

© Изд-во Елабужского института К(П)ФУ

3

Оглавление

1. Общая характеристика растворов………………………………………………… 4

2. Концентрация растворов………………………………………………………….. 7

3. Физико-химическая природа процесса растворения……………………………. 12

4. Классификация растворов………………………………………………………… 14

5. Факторы, влияющие на процесс растворения…………………………………… 16

6. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация……………………... 17

7. Диссоциация воды. Водородный показатель…………………………………….. 22

8. Гидролиз солей…………………………………………………………………….. 24

9. Явление осмоса. Осмотическое давление растворов……………………………. 31

10. Замерзание и кипение растворов…………………………………………………. 33

11. Лабораторная работа………………………………………………………………. 35

11.1. Свойства растворов………………………………………………………….. 35

11.2. Электролитическая диссоциация. Гидролиз……………………………….. 36

12. Задания для самостоятельной работы……………………………………………. 38

4

1. Общая характеристика растворов

Растворы – это гомогенные системы, состоящие из двух или более компонентов и

продуктов их взаимодействия.

Гомогенность растворов можно рассматривать как их однофазность, поскольку все их

компоненты находятся в одном агрегатном состоянии. Для жидких растворов гомогенность

выражается в их прозрачности.

Простейшие составные части раствора, которые могут быть выделены из него в

чистом виде, называются компонентами раствора. Любой раствор состоит, как минимум,

из двух компонентов – растворенного вещества и растворителя. Бόльшая часть

лабораторных или медицинских растворов состоит из одного растворителя и одного

растворенного вещества; природные воды и различные биологические растворы (тканевые

жидкости, цитоплазма, протоплазма, пот, моча и пр.) состоят из одного растворителя и

нескольких растворенных веществ. В аналитической химии используются растворы,

включающие в свой состав два растворителя одновременно. Чем же отличаются друг от

друга растворенные вещества и растворители?

Существует несколько способов определения растворителя в растворе:

Правило 1. Растворителем является тот компонент, которого в растворе больше.

Например, медицинский 5% спиртовой раствор йода содержит 5г йода и 95г спирта. Спирта

больше, поэтому в данном растворе он является растворителем.

Это правило в основном используют для растворов, образованных двумя (или

несколькими) жидкостями или двумя (или несколькими) твердыми веществами. Например,

ювелирный сплав золота 585 пробы состоит из 58,5% золота, не более 33,5 % и около 8%

серебра. Соответственно, золото является в данном сплаве (расплаве) растворителем.

Правило 2. Растворителем является тот компонент, агрегатное состояние которого не

меняется при образовании раствора. Например, рассмотренный выше 5% спиртовой

раствор йода готовится из твердого йода и жидкого спирта. Раствор, также, как и спирт,

получается жидким. Это значит, что спирт в данном растворе выступает растворителем.

Данное правило особенно актуально для пересыщенных растворов, когда

растворенного вещества в растворе, вопреки Правилу 1, может оказаться больше, чем

растворителя. Например, для приготовления 1 литра 60% сахарного сиропа необходимо

800г сахара и 600г воды. После нагревания компонентов образуется жидкий сахарный

сироп. Поэтому, несмотря на весовое преобладание сахара в растворе, растворителем будет

выступать вода, так она при образовании раствора не изменяет агрегатное состояние.

5

Правило 3. Растворителем является тот компонент, который первым кристаллизуется

при замораживании (вымораживании) растворов. Условием работы данного правила

является рассмотрение насыщенных или ненасыщенных растворов, поскольку из

пересыщенных растворов при их охлаждении в первую очередь кристаллизуется избыток

растворенного вещества. Так, при вымораживании естественных рассолов соленых озер

при температурах ниже 0°С первой замерзать (кристаллизоваться) начинает чистая вода.

Поэтому вода в подобных растворах является растворителем.

Для справки: вымораживание рассолов и удаление из них образовавшегося льда

повышает их концентрацию, что, в свою очередь, облегчает дальнейшую обработку

рассолов и извлечение из них необходимых солей (например, хлорида натрия

(поваренной соли)).

Однако, при наличии большого количества правил для определения растворителя в

растворе, этот вопрос остается открытым для растворов жидкостей, смешивающихся друг

с другом в любых соотношениях (например, вода – этиловый спирт, вода – уксусная

кислота). Так, в двух растворах, состоящих из двух одинаковых компонентов и

отличающихся только их соотношением, растворителем может стать каждый компонент.

Например, согласно Правилу 1, в 9% столовом растворе уксуса растворителем выступает

вода, а в 70% уксусной эссенции – уксусная кислота. Данное определение растворителя

немного нелогично, поэтому выбор растворителя в подобных случаях оставляют за

человеком, работающим с такими растворами. В водных растворах за растворитель, чаще

всего, принимают воду.

Структура растворов всегда сложнее, чем структура составляющих их

индивидуальных веществ. Это объясняется наличием в растворах продуктов

взаимодействия растворенного вещества и растворителя – сольватов (для водных

растворов – гидратов). Процесс взаимодействия растворителя и растворенного вещества

называется сольватацией (для водных растворов, соответственно – гидратацией).

Сольваты (гидраты) образуются при химическом взаимодействии частиц

растворенного вещества с молекулами растворителя. В зависимости от природы

растворенного вещества, сольваты могут образовываться разными путями:

1. При растворении веществ с ионной структурой молекулы растворителя

удерживаются около иона силами электростатического притяжения. В этом случае говорят

об ион-дипольном взаимодействии.

2. Если ионы растворенного вещества выступают в качестве акцепторов, а молекулы

растворителя – в качестве доноров электронных пар, то будет иметь место донорно-

6

акцепторное взаимодействие. В таком взаимодействии могут участвовать растворители,

молекулы которых обладают неподелёнными электронными парами (например, вода,

аммиак).

3. При растворении веществ с молекулярной структурой сольваты образуются

вследствие диполь-дипольного взаимодействия. Диполи растворенного вещества могут

быть при этом постоянными (у веществ с полярными молекулами) или наведёнными (у

веществ с неполярными молекулами).

Схематично сольваты изображают в виде «ромашки»; в центре сольвата находится

частица растворенного вещества (атом, ион, молекула, группа молекул), оболочка

представлена растворителем.

Например, при растворении хлорида натрия в воде образуются ионные сольваты по

типу ион-дипольного взаимодействия. В центре сольватов – ионы натрия и хлора, в

оболочке сольвата – молекулы воды (рис. 1).

Рис. 1. Схема строения сольватов

Подтверждением химического взаимодействия компонентов раствора при

образовании сольватов являются:

а) тепловые эффекты растворения. Например, при растворении жидких кислот в воде

выделяется тепло, а при растворении многих солей – поглощается;

б) существование кристаллогидратов – особо прочных сольватов, которые при

выделении растворенного вещества из раствора включают воду в состав своих кристаллов.

Для справки: кристаллогидраты – это вещества, в состав которых входят

молекулы воды. Содержащаяся в кристаллогидратах вода называется

кристаллизационной водой.

Состав кристаллогидратов принято изображать формулами, показывающими,

какое количество кристаллизационной воды содержит кристаллогидрат. Например,

кристаллогидрат сульфата меди (медный купорос) имеет формулу CuSO4·5H2O,

7

кристаллогидрат сульфата натрия (глауберова соль) – Na2SO4·10H2O, алюмокалиевые

квасцы – KAl(SO4)2 12H2O.

Прочность связи между веществом и кристаллизационной водой в

кристаллогидратах различна. Многие из них теряют кристаллизационную воду уже при

комнатной температуре. Например, прозрачные кристаллы карбоната натрия

(кальцинированной соды) Na2СO3·10H2O легко «выветриваются» на воздухе, теряют

воду, становятся тусклыми и постепенно рассыпаются в порошок. Для обезвоживания

других кристаллогидратов требуются довольно высокие температуры.

Образование сольватов существенно влияет на свойства растворов. Во-первых,

сольватация растворенного вещества придает растворам устойчивость. Во-вторых, она

определяет цвет иона в растворе (или вещества в кристаллогидрате). Так, ярко-синий

раствор СоСl2 в изоамиловом спирте при смешении с водой становится розовым

вследствие превращения сольватированного иона Со2+ под действием воды в

гидратированный ион. В сольвате ион Со2+ координировал 4 молекулы изоамилового

спирта, а в гидрате – координирует 6 молекул воды (Со2+ [Со(Н2О)6]2+).

Образование сольватов (гидратов) имеет существенное значение во многих

промышленных и природных процессах. Так, вяжущие свойства веществ (цемент, гипс)

в основном объясняются образованием кристаллогидратов. При смешивании цемента с

льняным маслом (олифа) образуется вяжущий материал, содержащий

кристаллосольваты минералов цемента (используют для закрепления стекол в

аквариумах). Кристаллический сольват BF3 с диэтиловым эфиром является удобным

соединением для хранения газообразного BF3. Процесс сольватации применяют в

неорганическом синтезе при получении разнообразных комплексных соединений (часто,

вводя «принудительно» в комплекс молекулы растворителя).

2. Концентрация растворов

Растворы относят к системам переменного состава. Это значит, что из двух

компонентов можно приготовить серию растворов, которые будут отличаться

соотношением этих компонентов друг с другом. Для количественной характеристики

переменности состава растворов было введено понятие «концентрация.»

Концентрация – это величина, выражающая относительное содержание данного

компонента в растворе. Существуют следующие основные способы выражения

концентрации растворов:

8

1. Массовая доля (ω%) – величина, показывающая, какую долю от массы раствора

составляет масса растворенного вещества:

𝜔(%) =𝑚раствор.вещества

𝑚раствора× 100% =

𝑚раствор.вещества

𝑚раствор.вещества+𝑚растворителя× 100%,

где m – масса (г).

Часто процентную концентрацию раствора рассматривают относительно 100г

готового раствора. Так, фармацевтический 5% спиртовой раствор йода – это раствор,

который содержит 5г йода в 100г раствора. Или, фармацевтический 3% раствор перекиси

водорода – это раствор, состоящий из 3г перекиси водорода и 97г воды.

2. Молярная концентрация (СМ; моль/л или М) – величина, показывающая, какое

количество растворенного вещества (в моль) содержится в 1 литре раствора:

СМ =𝑛раствор.вещества

𝑉раствора=

𝑚раствор.вещества

Мраствор.вещества×𝑉раствора,

где n – количество растворенного вещества в растворе (моль);

Vраствора – объем раствора (л).

Например, 1М раствор серной кислоты H2SO4 – это раствор, содержащий 1 моль (или

98г) серной кислоты в 1 литре раствора.

3. Нормальная концентрация (эквивалентная концентрация) (Сн; моль-экв/л или н)

– величина, показывающая, сколько эквивалентов растворенного вещества содержится в 1

литре раствора:

СМ =𝑛раствор.вещества

𝑓×𝑉раствора=

𝑚раствор.вещества

𝑓×Мраствор.вещества×𝑉раствора,

где f – фактор эквивалентности растворенного вещества (экв.).

Химический эквивалент – это частица вещества, которая:

- принимает (отдает) один ион водорода Н+ или гидроксила ОН- в кислотно-основной

реакции;

- принимает (отдает) один электрон в окислительно-восстановительной реакции;

- соединяется с одним атомом водорода или вытесняет его из другого вещества в

химической реакции.

9

Число, показывающее, какая часть молекулы вещества соответствует ее

эквиваленту, называется фактором эквивалентности.

Например, взаимодействие гидроксида натрия с ортофосфорной кислотой может

быть описано реакциями:

NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O (А)

2NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O (Б)

3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O (В)

В реакции А каждая молекула щелочи отдает один гидроксил-ион, следовательно,

фактор эквивалентности гидроксида натрия равен 1; каждая молекула кислоты отдает один

ион водорода, значит фактор эквивалентности ортофосфорной кислоты также равен 1.

В реакции Б одна молекула щелочи отдает один гидроксил-ион, следовательно,

фактор эквивалентности гидроксида натрия, по-прежнему, равен 1; каждая молекула

кислоты отдает уже два иона водорода, значит фактор эквивалентности ортофосфорной

кислоты становится равным 1/2. То есть, на одну молекулу щелочи теперь приходится 1/2

молекулы кислоты.

Соответственно, в реакции В фактор эквивалентности гидроксида натрия равен 1, а

кислоты - 1/3, поскольку на одну молекулу щелочи приходится уже три молекулы кислоты.

Рассмотрим определение фактора эквивалентности для участника окислительно-

восстановительных реакций:

2КМnО4 + 5Na2C2O4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 10CO2 + 8H2O + 10H2O (А)

2KMnO4 + 3MnCl2 + H2O ↔ 5MnO2↓ + 4KCl + 4HCl (Б)

В реакции А, в полупроцессе восстановления перманганата калия участвуют 5

электронов:

MnO4- + 8H+ + 5ē ↔ Mn2+ + 4H2O,

следовательно, f(KMnO4) = 1/5.

В реакции Б, в полупроцессе восстановления перманганата калия участвуют 3

электрона:

MnO4- + 2H2O + 3ē ↔ MnО2

+ 4ОН-,

10

следовательно, f(KMnO4) = 1/3.

Для разных классов химических соединений существуют соответствующие

формулы расчета фактора эквивалентности:

а) для элемента он рассчитывается в соответствии с его валентностью в том или ином

соединении:

𝑓 =1

В,

где В – валентность элемента.

Например, в сероводороде Н2S сера имеет валентность равную II, поэтому ее f=1/2;

в диоксиде серы SO2 валентность серы уже равна IV, следовательно, ее f=1/4.

б) для простого вещества фактор эквивалентности вычисляется по формуле:

𝑓 =1

𝐵×𝑁,

где В – валентность элемента,

N – количество атомов элемента в молекуле.

Так, кислород О2 и озон О3 будут иметь разные f – 1/4 и 1/6 соответственно.

в) для сложных веществ существует ряд формул:

𝑓кислоты =1

основность кислоты, 𝑓основания =

1

кислотность основания, 𝑓соли =

1

𝑁Ме×ВМе,

где NMе – количество атомов металла в соли,

ВМе – валентность металла.

4. Моляльная концентрация (Cm, моль/кг или m) – величина, показывающая,

сколько молей растворенного вещества приходится в растворе на 1 кг растворителя:

𝐶𝑚 =𝑛раствор.вещества

𝑚растворителя=

𝑚раствор.вещества

Мраствор.вещества×𝑚растворителя,

Например, 2m водный раствор гидроксида натрия NaOH – это раствор, содержащий

2 моль (или 80г) гидроксида натрия и 1000г воды.

5. Титр (Т, г/мл)– величина, показывающая, какая масса растворенного вещества

содержится в 1 мл раствора:

11

Т =𝑚раствор.вещества

𝑉раствора,

где Vраствора – объем раствора, выраженный в миллилитрах.

6. Растворимость (Р; г) – это способность вещества растворяться в том или ином

растворителе; она характеризуется концентрацией насыщенного раствора и выражается

количеством граммов растворенного вещества в 100г растворителя (при 20ºC).

Например, если поместить 50г хлорида натрия NaCl в 100г H2O, то при 20ºC

растворится только 36г соли. Это значит, что растворимость хлорида натрия Р(NaCl)=36г.

Если в 100г растворителя растворяется более 10г вещества, то такое вещество

называют хорошо растворимым; если растворяется менее 1г вещества –малорастворимым;

если в раствор переходит менее 0,01г вещества – практически нерастворимым (таблица 1).

Абсолютно нерастворимых веществ не бывает.

Таблица 1.

Растворимость некоторых веществ в воде при обычных условиях

Вещество Формула Агрегатное состояние Растворимость (г/100 г воды)

Серная кислота H2SO4 жидкость любое количество

Хлороводород HCl газ 71,9

Хлорид натрия NaCl твердое 35,9

Сульфат меди 5-водный CuSO4×5H2O твердое 20,7

Сульфат кальция CaSO4 твердое 0,2

Четыреххлористый углерод CCl4 жидкость 0,08

Сульфат бария BaSO4 твердое 0,00023

Хлорид серебра AgCl твердое 0,00015

Если измерять растворимость веществ при разных температурах, то обнаружится,

что одни вещества заметно меняют свою растворимость в зависимости от температуры,

другие – не очень (таблица 2). Это свойство растворов имеет практическое применение.

При заметно различной растворимости вещества при разных температурах, можно

приготовить насыщенный раствор при 80С, а затем охладить до 20°С и получить в виде

осадка часть растворенного вещества.

Например, для приготовления насыщенного раствора бромида калия при 80С

потребуется 94,6г этой соли. При охлаждении такого раствора до 20°С растворимость

12

вещества снижается до 65,2г соли. Следовательно, при этом выделится в кристаллическом

виде 94,6 – 65, 2 = 29,4г соли.

Таблица 2.

Изменение растворимости солей при разных температурах

Вещество Температура, ° C

0 20 50 80 100

KBr 53,5 65,2 80,8 94,6 103,3

NaCl 35,7 35,9 36,8 38,1 39,4

CaSO4 0,176 0,206 0,180 0,102 0,066

Для справки: с помощью таких операций очищают вещества. При охлаждении

теплого или горячего раствора образуется насыщенный раствор, но насыщенный только

по основному веществу (которого больше всего), а не по примесям. Поэтому при старении

такого раствора кристаллизуется в чистом виде только это вещество, а примеси остаются

в растворе. Затем чистые кристаллы отфильтровывают от охлажденного и

«загрязненного» примесями раствора. Такой способ очистки получил название

перекристаллизации. Так очищают многие фармацевтические вещества, идущие на

приготовление медицинских лекарственных препаратов.

3. Физико-химическая природа процесса растворения

Длительное время растворы относили к физическим системам, а процесс

растворения, соответственно, к физическому процессу. Причины крылись в рассмотрении

его как процесса диспергирования (измельчения) растворенного вещества с последующей

диффузией (равномерным распределением) этих частиц между молекулами растворителя.

Сами же растворы считали смесями веществ. Однако затем начали все чаще регистрировать

признаки химических реакций, сопровождающие процессы растворения. К таким

признакам были отнесены:

1) изменение объема. Так, при смешивании равных объемов этилового спирта и воды

(по 50 мл) объем смеси становится меньше суммы объемов компонентов (97 мл). Это

явление получило название контракции – уменьшения абсолютного объема системы в

процессе гидратации частиц растворенного вещества. Гидраты образуются с помощью

химического взаимодействия частиц раствора (диполь-ионные, диполь-дипольные и

13

донорно-акцепторные взаимодействия), тем самым способствуют сближению его частиц и,

как следствие, уменьшению общего объема;

2) тепловые эффекты. При растворении различных веществ можно регистрировать

как эндотермические, так и экзотермические эффекты. Чем это объясняется?

При растворении вещества растворитель должен затратить энергию на его

изменение: на разрушение кристаллической решетки (т.е. химических связей) твердых

веществ, на ионизацию (т.е. тоже на разрушение связей в молекуле) жидких веществ и пр.

Но, затраченная растворителем энергия параллельно и высвобождается, что объясняется

химическим взаимодействием растворяемого вещества с растворителем в результате

сольватации (гидратации) его ионов или молекул. В итоге, тепловой эффект процесса

растворения того или иного вещества зависит от разности величин энергии сольватации

(гидратации) вещества и энергии разрушения его химических связей в кристаллической

решетке или молекулах.

Если энергия разрушения кристаллической решетки или молекул вещества больше

энергии сольватации, то процесс растворения будет эндотермическим, т.к. энергия,

затраченная растворителем на разрушение структуры растворяемого вещества не будет

компенсирована энергией, выделяющейся при его сольватации. Поэтому многие соли

растворяются с поглощением тепла (заметным или сильным охлаждением раствора).

Если энергия разрушения кристаллической решетки или молекул вещества меньше

энергии сольватации, то процесс растворения будет экзотермическим, т.к. энергия,

затраченная на разрушение структуры растворяемого вещества будет полностью

компенсирована энергией, выделяющейся при его сольватации. Так, многие кислоты и

щелочи растворяются с выделением тепла (заметным или сильным разогревом раствора);

3) изменение цвета вещества в растворе. Например, вещество йод, состоящее из

отдельных молекул, в газообразном состоянии имеет фиолетовое окрашивание. Такое же

окрашивание оно сохраняет при растворении в бензине. Это объясняется минимальным

взаимодействием йода, имеющего неполярные молекулы, с растворителем, также

характеризующимся неполярностью молекул. Но, если рассматриваемое вещество

растворить в спирте, получается раствор темно-коричневого цвета. Смена окраски

свидетельствует о наличии взаимодействия между молекулами йода и спирта, поскольку

молекулы спирта (в отличие от молекул бензина) характеризуются некоторой полярностью,

поэтому активнее участвуют в образовании сольватов йода в растворе.

Основываясь на вышесказанном, сделаем заключение, что процесс растворения

является физико-химическим процессом.

14

4. Классификации растворов

Существует множество классификаций растворов. Рассмотрим некоторые из них.

1. По агрегатному состоянию выделяют растворы:

- жидкие – большинство естественных, бытовых, промышленных, химических и

фармацевтических растворов;

- твердые – большинство металлических сплавов, некоторые неорганические

минералы, стекла; образуются такие растворы при кристаллизации расплавов. Например,

сталь представляет собой затвердевший кристаллический раствор углерода в железе.

Часто выделяют и газообразные растворы, например, воздух. Считаем, что относить

такие системы к растворам недостаточно правильно, т.к. между частицами газообразных

веществ не происходит интенсивного химического взаимодействия (из-за большой

удаленности молекул газов друг от друга) и, соответственно, не образуются сольваты. Хотя

многие исследователи продолжают относить смеси газов к растворам, отмечая их

гомогенность и наличие хотя бы небольшого взаимодействия между их молекулами

(поскольку отсутствие взаимодействия между частицами возможно лишь при нулевом

давлении, не достижимом в окружающей нас естественной природной среде).

Примечательно то, что к твердым растворам и газовым смесям понятия растворитель

и растворенное вещество не применяют.

2. По количеству растворенного вещества растворы делят на:

- ненасыщенные – содержат растворенного вещества меньше, чем может растворить

данный растворитель при н.у. Например, растворимость NaCl в воде составляет 35,9г при

20ºC. Тогда, поместив в 100 г воды меньше 35,9г этой соли мы получим ненасыщенный

раствор. То есть, ненасыщенным будет раствор, в котором дополнительно вводимое

вещество еще сможет растворяться.

- насыщенные – содержат растворенного вещества ровно столько, сколько может

растворить данный растворитель при н.у. Например, поместив в 100 г воды при 20ºC 35,9г

соли мы получим насыщенный раствор.

Еще одно определение насыщенного раствора рассматривает его как раствор,

находящийся в динамическом равновесии с твердым растворяемым веществом. Под

динамическим равновесием понимают то, что два противоположно направленных процесса

- переход растворяемого вещества в раствор и выпадение его из раствора – протекают с

равной скоростью. Так, если поместить 50г NaCl в 100г H2O, то при 20ºC растворится только

35,9 г соли; остальная соль в количестве 14,1г будет находится на дне емкости с раствором

в кристаллическом (нерастворенном) состоянии.

15

Тогда, по аналогии с характеристикой ненасыщенного раствора, насыщенным будет

раствор, в котором дополнительно вводимое вещество больше не сможет растворяться.

- пересыщенные – содержат растворенного вещества больше, чем может растворить

данный растворитель при н.у. Для получения подобных растворов прибегают к изменению

внешних условий процесса растворения – повышают температуру (для твердых веществ)

или давление (для газов).

Например, при нагревании раствора до 100°C произойдет растворение 39,4г NaCl в

100 г воды, т.е. на 3,5г больше.

Такие растворы неустойчивы, и при любом физическом воздействии на них

(помешивании, встряхивании, внесении крупинок соли, охлаждении) – «стареют»

(расслаиваются). При этом избыток растворенного вещества либо выпадает в осадок

(кристаллизуется), либо переходит в газовую сферу.

Пересыщенные растворы некоторых веществ можно получить и при н.у. Для этого

медленно охлаждают горячий насыщенный раствор. Поскольку при понижении

температуры растворимость вещества снижается, в растворе образуется его избыток. Если

данный избыток не выпадет в осадок, то получится пересыщенный раствор.

3. По типу образуемых сольватов все растворы принято делить на:

- ионные: в них растворяемое вещество распадается на ионы, образуя ионные

сольваты (гидраты) (рис. 2).

Рис. 2. Образование ионных сольватов

Ионные растворы получаются при соблюдении одновременно двух условий: первое

– раствор должен быть образован полярным растворителем и хорошо диссоциирующими

солями, кислотами или основаниями (т.е. веществами с ионными или полярными связями

в молекулах); второе – полярный растворитель должен быть в избытке.

Ионные растворы способны проводить электрический ток, поэтому выступают

электрическими проводниками II рода;

16

- молекулярные: в них растворяемое вещество распадается на молекулы, образуя

молекулярные сольваты (гидраты) (рис. 3).

Молекулярные растворы образуются в двух случаях: первый – раствор образован

веществом, практически не обладающим способностью к диссоциации (например, глюкоза,

мочевина, глицерин и др.); второй – раствор образован полярным растворителем и хорошо

диссоциирующим веществом, но при недостатке растворителя.

Молекулярные растворы не способны проводить электрический ток.

Рис. 3. Молекулярный сольват (гидратированная молекула белка)

- молекулярно-ионные: в таких растворах присутствуют одновременно сольваты

двух типов – ионные и молекулярные. Образование таких растворов возможно при

растворении в полярном растворителе слабо диссоциирующих веществ (HNO2, H2S,

СН3СООН, Ca(OH)2 и др. Подробно см. раздел 6. Растворы электролитов.

Электролитическая диссоциация).

5. Факторы, влияющие на процесс растворения

На интенсивность процесса растворения оказывает влияние несколько факторов:

1. Химическая природа вещества. Для осуществления процесса растворения

необходимо, чтобы связи между частицами растворяемого вещества и растворителя (до

растворения) были заменены в растворе на новые связи между этими частицами. А чтобы

новые связи могли образоваться, компоненты раствора (до растворения) должны

характеризоваться однотипными связями, т.е. быть одной химической природы. Поэтому

ионные вещества растворяются в полярных растворителях и плохо в неполярных, а

молекулярные вещества – наоборот. Таким образом, основным критерием эффективности

растворения является совпадение полярностей молекул растворителя и растворяемого

17

вещества. Эта закономерность получила название «правила подобия» - подобное

растворяется в подобном.

Подавляющее большинство газов (Н2, О2, N2 и др.) имеет неполярные молекулы,

поэтому они растворяются в малополярных растворителях (например, органических) лучше,

чем в воде.

2. Температура. Для большинства жидких и твердых веществ характерно увеличение

их растворимости при нагревании раствора. Так, даже при несовпадении полярностей,

жироподобные вещества (с неполярными или малополярными связями) начинают лучше

растворяться в воде (полярном растворителе). Это свойство широко применяется при мытье

жирной посуды горячей водой.

Однако данное правило не относится к газообразным веществам: практически все

газы растворяются в жидкостях с выделением тепла, поэтому их растворимость с

повышением температуры уменьшается, а с понижением, наоборот, увеличивается. Так,

кипячением жидкостей обычно удаляют все растворенные в них газы – осуществляют их

дегазацию. Но и для данной закономерности существуют исключения, поскольку есть

органические жидкости, растворение газов в которых сопровождается поглощением теплоты; в

подобных случаях с ростом температуры растворимость газов будет увеличиваться.

3. Давление. С повышением давления растворимость газов в жидкостях

увеличивается, а с понижением уменьшается. Повышением давления газов (в основном –

СО2) получают газированные напитки.

На растворимость жидких и твердых веществ изменение давления не влияет.

6. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация

Как уже говорилось выше, выделяют два типа растворов по типу образуемых

сольватов – ионные и молекулярные. Ионные растворы – это растворы электролитов.

Электролиты – это вещества, которые при растворении в полярном растворителе

подвергаются диссоциации (распаду) на ионы. Соответственно, процесс

электролитической диссоциации – это процесс распада электролита на ионы под

действием полярного растворителя. Например, уксусная кислота диссоциирует по схеме:

CH3COOH ↔ H+ + CH3COO-

18

В результате электролитической диссоциации раствор любого электролита

приобретает более или менее выраженную способность проводить электрический ток, т.к.

в нем появляются подвижные носители электрического заряда (ионы).

Почему же одни вещества способны диссоциировать на ионы, а другие – нет?

Необходимыми условиями, определяющими возможность процесса электролитической

диссоциации, являются:

- достаточная полярность растворителя (универсальным полярным растворителем

является вода; хорошими растворителями выступают уксусная кислота CH3COOH, жидкий

аммиак NH3, жидкий фтороводород HF);

- полярность связей (ионные или ковалентные полярные) в молекулах растворяемого

вещества.

Так, хлорид натрия NaCl, вещество с ионным типом связей, практически полностью

диссоциирует в водном растворе. Тот же хлорид натрия не диссоциирует в бензине,

поскольку молекулы последнего неполярны. Также и кристаллический йод I2 не

диссоциирует в водном растворе, т.к. его молекулы образованы неполярными связями.

Количественной характеристикой способности электролитов распадаться на ионы

является степень диссоциации.

Степенью диссоциации (α) электролита называется отношение числа его молекул,

распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе:

𝛼 =𝑛

𝑁× 100% или 𝛼 =

СД

С,

где n (СД)– количество диссоциированного вещества (моль или моль/л),

N (С) – количество электролита в растворе (моль или моль/л).

Так, если концентрация вещества в растворе составляет C=0,1 моль/л, а

концентрация его диссоциированной части СД=0,001 моль/л, то для данного растворенного

вещества α=0,001/0,1=0,01, или 1%.

Степень электролитической диссоциации определяется двумя факторами:

1) природой растворенного вещества, под которой, большей частью, понимается

полярность связей внутри молекул вещества (см. выше);

2) концентрацией раствора, а, точнее, количеством растворителя – при разбавлении

растворов, степень диссоциации растворенных веществ возрастает.

Наиболее эффективно диссоциируют растворяющиеся соли – кристаллы с ионной

структурой. При попадании таких веществ в воду, расположенные на их поверхности ионы

19

притягивают к себе полярные молекулы воды, осуществляя ион-дипольное

взаимодействие. К катионам соли молекулы воды притягиваются своими отрицательными

полюсами, к анионам – положительными. Но если ионы притягивают к себе молекулы

воды, то и молекулы воды с такой же силой притягивают к себе ионы. В то же время

притянутые молекулы воды испытывают толчки от хаотично движущихся рядом с ними

других молекул воды. Этих толчков, вместе в колебаниями самих ионов в кристалле,

оказывается достаточно для отделения ионов от кристалла и перехода их в раствор (рис. 4).

Вслед за первым слоем ионов в раствор переходит следующий слой ионов кристалла, и

кристалл постепенно растворяется.

Рис. 4. Диссоциация вещества с ионной связью

Иначе протекает диссоциация молекул с ковалентными полярными связями.

Молекулы воды, притянувшись к концам полярной молекулы (например, HCl), реализуют

диполь-дипольное взаимодействие. После образования связей, молекулы растворителя

вызывают «растягивание» (поляризацию) молекулы электролита. Такая поляризация,

совместно с колебательными движениями атомов внутри молекулы электролита, а также с

непрерывным хаотичным движением других молекул воды, приводит, в конечном счете, к

распаду полярной молекулы на ионы (рис. 5)

Рис. 5. Диссоциация вещества с полярной ковалентной связью

По величине α электролиты можно разделить на три группы:

1. Сильные электролиты. Диссоциируют практически полностью (α>30%). К

сильным электролитам относятся:

20

- все растворимые в воде соли;

- растворимые в воде неорганические кислоты. Например, H2SO4, HCl, HBr, HJ,

HNO3, HClO4 и др. Общей особенностью кислот-электролитов является наличие в их

составе неметалла в высшей или низшей (не промежуточной!) степенях окисления.

Например, в азотной кислоте HNO3 азот находится в высшей степени окисления (+5),

поэтому она относится к сильным электролитам; в азотистой кислоте HNO2 азот находится

в промежуточной степени окисления (+3), поэтому она относится к слабым электролитам;

- щелочи (растворимые в воде основания – NaOH, KOH, Sr(OH)2, La(OH)3).

2. Средние электролиты (3%<α<30%). Эту группу электролитов выделяют редко, и

тогда всех ее представителей относят к группе сильных электролитов.

К средним электролитам относят:

- неорганические кислоты HF, H3PO4, H2SO3 и сильные органические кислоты

(например, щавелевая H2C2O4 и муравьиная HCOOH);

- некоторые основания; например, Ca(OH)2 и Mg(OH)2;

- соли низших органических кислот.

3. Слабые электролиты. Диссоциируют плохо (α<3%), бóльшая часть молекул

остается в недиссоциированном виде и находится в состоянии равновесия с

образовавшимися ионами. К слабым электролитам относятся:

- плохо растворимые соли;

- большинство низших органических кислот (например, уксусная CH3COOH),

- растворимые неорганические кислоты. Например, H2CO3, H2S, HCN, HNO2, HClO.

Общей особенностью кислот, относящихся к группе слабых электролитов, является

наличие в их составе неметалла в промежуточной степени окисления (см. выше), а также

их летучесть (H2S↑) или склонность к разложению с образованием летучих продуктов

(H2CO3 ↔ СО2↑ + Н2О);

- малорастворимые основания – Cu(OH)2, Fe(OH)3 и другие гидроксиды d-элементов;

- органические соли и основания;

- NH4OH;

- вода.

Вещества нерастворимые в воде или растворимые в воде, но практически не

образующие ионов, относят к неэлектролитам.

Равновесие, которое устанавливается между ионами и молекулами в растворе

слабого электролита, можно охарактеризовать константой диссоциации. Так, для

электролитической диссоциации уксусной кислоты, протекающей по схеме:

21

CH3COOH ↔ CH3COO- + H+

константа равновесия (диссоциации) будет иметь вид:

𝐾Д =[𝐻+][𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−]

[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻].

Здесь, в числителе дроби находится произведение концентраций ионов,

образовавшихся при диссоциации кислоты, в знаменателе – концентрация

недиссоциированных молекул.

Особенностью многоосновных кислот и оснований многовалентных металлов

является их ступенчатая диссоциация. Например, двухосновная угольная кислота

диссоциирует в два этапа:

H2CO3 ↔ H+ + HCO3– (I)

HCO3– ↔ H+ + CO3

2– (II)

Первое уравнение соответствует первой ступени (этапу) диссоциации, второе –

второй. Каждую ступень характеризует своя константа диссоциации.

КI =[𝐻+][𝐻𝐶𝑂3

−]

[𝐻2𝐶𝑂3],

КII =[𝐻+][𝐶𝑂3

2−]

[𝐻𝐶𝑂3−]

.

Для угольной кислоты константы диссоциации имеют следующие значения:

KI = 4,3·10–7моль/л,

KII = 5,6·10–11моль/л.

Видно, что интенсивность второй ступени диссоциации резко снижается по

сравнению с интенсивностью первой ступени. Поэтому, для веществ, диссоциирующих

ступенчато, всегда соблюдается неравенство: KI > KII > KIII. Это объясняется

необходимостью затраты большего количества энергии для отрыва частицы Н+ или ОН- от

образовавшегося в процессе диссоциации иона (на втором и последующих этапах), чем этих

же частиц от нейтральной молекулы (на первом этапе).

22

7. Диссоциация воды. Водородный показатель

Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но все же обладает измеримой

электрической проводимостью. Это свойство объясняется небольшой самодиссоциацией

воды на ионы водорода и гидроксид-ионы (автопротолиз воды):

2H2O ↔ H3О+ + OH–,

или упрощенно H2O ↔ H+ + OH–

По измеренной величине электропроводности чистой воды стало возможно

вычислить концентрации ионов H+ и OH–. При 25°С они оказались равными 10–7 моль/л.

Выражение константы диссоциации воды имеет вид:

К =[𝐻+][𝑂𝐻−]

[𝐻2𝑂].

Перепишем данное уравнение следующим образом:

[H+]×[OH–]=K×[H2O].

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрацию

недиссоциированных молекул можно принять равной общей концентрации воды, т.е. 55,55

моль/л (1л содержит 1000г воды, поэтому n=1000г ÷ 18 г/моль = 55,55 моль). Поэтому

произведение K×[H2O] будет представлять собой константу. Заменив данное произведение

новой константой КВ, получим:

[H+]×[OH–] = KВ.

Полученное выражение показывает, что в воде и разбавленных водных растворах

при постоянной температуре произведение концентраций ионов водорода гидроксил-ионов

– величина постоянная. Данная постоянная получила название ионного произведения воды

(или константы воды). При 25°С:

KВ = [H+][OH–] = 10-7×10-7 = 10–14 моль/л.

23

Растворы, в которых, как и в воде, концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов

одинаковы, называются нейтральными растворами. В кислых растворах больше

концентрация ионов водорода Н+, в щелочных – концентрация ионов OH–. Но какова бы не

была реакция раствора, произведение молярных концентраций этих ионов всегда остается

постоянным. Так, если к чистой воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов

водорода повысилась до 10–3 моль/л, то, соответственно, концентрация гидроксид-ионов

понизится до 10–11 моль/л. Следовательно, если известна величина [H+], то однозначно

определяется величина [OH–]. Поэтому степень кислотности или щелочности раствора

можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:

нейтральный раствор [H+] = 10–7 моль/л;

кислый раствор [H+] > 10–7 моль/л;

щелочной раствор [H+] < 10–7 моль/л.

Наиболее часто для характеристики среды растворов используют не абсолютную

концентрацию ионов H+, а ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком –

водородный показатель (рН):

pH = –lg [H+]

Например, если [H+] = 10–5 моль/л, то pH = 5; если [H+] = 10–9 моль/л, то pH = 9.

Из расчетов следует, что:

в нейтральном растворе pH = 7,

в кислом растворе pH < 7,

в щелочном растворе pH > 7.

Иногда пользуются значением гидроксидного показателя pOH = –lg[OH–]. Тогда,

при 25°С выполняется равенство:

pH + pOH = 14.

Для измерения рН известно множество разнообразных методов. Однако, если того

не требуют задачи эксперимента, определить приближенно реакцию раствора можно с

помощью специальных реактивов, называемых индикаторами (таблица 3). Окраска данной

группы веществ способна изменяться в зависимости от концентрации ионов водорода в

испытуемой среде.

24

Таблица 3.

Важнейшие индикаторы

Название индикатора Цвет индикатора в среде

кислой нейтральной щелочной

Метиловый

оранжевый

розовый

(pH<3,1)

оранжевый

(3,1<pH<4,4)

желтый

(pH>4,4)

Метиловый красный красный

(pH<4,2)

оранжевый

(4,2<pH<6,3)

желтый

(pH>6,3)

Фенолфталеин бесцветный

(pH<8,0)

бледно-малиновый

(8,0<pH<9,8)

малиновый

(pH>9,8)

Лакмус красный

(pH<5,0)

фиолетовый

(5,0<pH<8,0)

синий

(pH>8,0)

8. Гидролиз солей

Гидролизом называется процесс разложения вещества водой («гидро» – вода,

«лизис» – разложение). Гидролиз – это обменная химическая реакция; процесс

взаимодействия частиц растворяемого вещества с частицами растворителя (ионами воды),

сопровождающийся образованием слабых электролитов и изменением реакции среды.

Гидролизу подвержены как органические, так и неорганические соединения

различных классов. Например, при взаимодействии хлорида фосфора (III) с водой

образуются фосфористая и соляная кислоты:

PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl

Гидролиз органических соединений протекает сложнее – простого взаимодействия

их с водой недостаточно. Поэтому реакции протекают в присутствии кислот (кислотный

гидролиз), оснований (щелочной гидролиз) или ферментов (ферментативный гидролиз). В

ходе реакции чаще всего разрушаются связи углерода со всевозможными заместителями

(Cl-, Br-, N-, O- и т.д.). Примером щелочного гидролиза может служить гидролиз жиров с

образованием глицерина и карбоновых кислот:

25

Рассмотрим подробно гидролиз неорганических солей. Для определения глубины

гидролиза, его вида и реакции среды раствора следует помнить, что полностью

охарактеризовать данный процесс можно только с помощью трех (реже – двух) уравнений.

Они описывают один и тот же процесс, выделяя в нем определенные, значимые для

исследователя в данный момент времени, стороны:

- первое уравнение – молекулярное; все участники химической реакции

записываются в «обычном», молекулярном виде;

- второе уравнение – ионное; сильные электролиты записываются в

диссоциированном виде. В данном уравнении, обычно, исключаются ионы, не вступившие

во взаимодействие с растворителем, т.е. такие оны, которые в начале реакции и в ее

окончании были и остались «свободными»;

- третье уравнение – сокращенное (итоговое, результирующее); в нем указывается

результат после исключения из предыдущего уравнения «свободных» ионов. Именно по

этому уравнению определяются все характеристики гидролиза.

Примеры:

1. Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и сильным основанием (NaCl):

молекулярное уравнение: NaCl + H2O = NaOH + HCl

ионное уравнение: Na+ + Cl- + H2O = Na+ + OH- + H+ + Cl-

сокращенное уравнение: H2O = OH- + H+

В данном случае соль гидролизу не подвергается, т.к. не образуется ни одного нового

малодиссоциирующего соединения; единственным из таких соединений была и осталась

вода. Среда раствора соли – нейтральная.

2. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием

(CH3COONa). В результате взаимодействия такой соли с водой образуется

малодиссоциирующая уксусная кислота (выделено рамкой):

молекулярное уравнение: CH3COONa + H2O = CH3COOH + NaOH

ионное уравнение: CH3COO– + Na+ + H2O = CH3COOH + Na+ + OH–

сокращенное уравнение: CH3COO– + H2O = CH3COOH + OH–

26

Так как уксусная кислота слабо диссоциирует, ион H+ оказывается связанным ацетат-

ионом в молекулу кислоты (см. ионное уравнение). Такой гидролиз называют частичным

(только один тип ионов растворяемого вещества вступил в реакцию с водой и образовал

слабый электролит), по аниону.

Равенство концентраций ионов Н+ и ОН- в растворе такой соли нарушается, ионов

OH– в растворе становится больше (см. сокращенное уравнение), поэтому среда раствора

щелочная (рН>7).

3. Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием (NH4NO3).

В результате взаимодействия данной соли с водой образуется малодиссоциирующее

основание гидроксид аммония (выделено рамкой):

молекулярное уравнение: NH4NO3 + H2O = NH4OH + HNO3

ионное уравнение: NH4+ + NO3

– + H2O = NH4OH + H+ + NO3–

сокращенное уравнение: NH4+ + H2O = NH4OH + H+

Гидроксид аммония – слабый электролит, поэтому ион ОH- оказывается связанным

ионом аммония в молекулу (см. ионное уравнение). Такой гидролиз называют частичным,

по катиону. Равенство концентраций ионов Н+ и ОН- в растворе соли снова нарушается,

ионов H+ в растворе становится больше (см. сокращенное уравнение), поэтому среда

подобного раствора кислая (pH<7).

4. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием

(CH3COONH4). В результате взаимодействия соли с водой образуется два

малодиссоциирующих вещества – основание гидроксид аммония и уксусная кислота

(выделено рамкой):

молекулярное уравнение: CH3COONH4 + H2O = CH3COOH + NH4OH

ионное уравнение: CH3COO– + NH4+ + H2O = CH3COOH + NH4OH

27

В данном случае оба иона воды Н+ и ОН- оказываются связанными в слабые

электролиты (см. ионное уравнение), поэтому гидролиз называют полным; среда раствора

будет зависеть от относительной силы образовавшихся кислоты и основания. В данном

случае реакция раствора нейтральная (pH=7), т.к Кд(CH3COOН) ≈ Кд(NH4OH).

Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора (в виде газа или осадка), то

гидролиз называют необратимым. Например:

SnCO3 + 3H2O = Sn(OH)2↓ + CO2↑ + H2O

Соли, полностью разлагаемые водой (как SnCO3), нельзя получить по реакции

обмена в водных растворах, так как вместо реакции ионного обмена протекает реакция

совместного гидролиза:

SnCl2 + Na2CO3 ≠ SnCO3 + 2NaCl

SnCl2 + Na2CO3 + 2H2O = Sn(OH)2↓ + 2NaCl + H2CO3 (CO2↑ + H2O)

Поэтому такие соли получают в безводных средах (например, спеканием).

Если соль образована многоосновной кислотой, то ее гидролиз идет ступенчато.

Например, гидролиз карбоната натрия Nа2СО3 включает две ступени:

1-ая ступень: Nа2СО3 + H2O = NаНСО3 + NаОН

2Na+ + СО32- + H2O = Na+ + НСО3

- + Na+ + ОН-

СО32- + H2O = НСО3

- + ОН-

2-ая ступень: NаНСО3 + Н2О = NаОН + Н2СО3

Na+ + НСО3- + Н2О = Na++ ОН- + Н2СО3

НСО3- + Н2О = ОН- + Н2СО3

Так, при гидролизе соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, на

первой ступени образуется кислая соль NаНСО3, и только на последней ступени – слабая

кислота.

Аналогично протекает гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной

кислотой, и имеющей многозарядный катион (например, гидролиз хлорида железа (II)). В

этом случае гидролиз также протекает ступенчато: поскольку соль образована слабым

28

основанием, то сначала, на первой ступени образуется основная соль Fe(OH)Cl, и только на

последней ступени – слабое основание Fe(OH)2:

1-ая ступень: FeCl2 + H2O = Fe(OH)Cl + HCl

Fe2+ + 2Cl- + H2O = Fe(OH)+ + Cl- + H+ + Cl-

Fe2+ + H2O = Fe(OH)+ + H+

2-ая ступень: Fe(OH)Cl + H2O = Fe(OH)2↓ + HCl

Fe(OH)+ + Cl- + H2O = Fe(ОН)2↓ + Н+ + Cl-

Fe(OH)+ + H2O = Fe(ОН)2↓ + Н+

Практическое значение обычно имеет первая ступень, поэтому именно ей, как

правило, и ограничивается рассмотрение гидролиза. Тем более, что гидролиз по второй

ступени значительно замедлен по сравнению с первой ступенью. Это объясняется

образованием на первой ступени более слабого электролита (например, HCO3– или

Fe(OH)+), чем на второй (H2CO3 или Fe(ОН)2). Таким образом, гидролиз по второй и

последующим ступеням, так же, как и процесс диссоциации, протекает очень слабо.

Концентрация ионов водорода и рН среды в растворах подобных веществ также

определяются первой ступенью гидролиза.

В некоторых случаях рН раствора гидролизующейся соли сильно изменяется в

зависимости от ступени. Например, ортофосфат калия K3PO4 – соль слабой кислоты и

сильного основания, гидролизуется по аниону в три ступени:

1 ступень: K3PO4 + H2O ↔ K2HPO4 + KOH

3K+ + PO43- + H2O ↔ 2K+ + HPO4

2- + K+ + OH-

PO43- + H2O ↔ HPO4

2- + OH-

Реакция раствора 1 ступени сильнощелочная (pH=11,8), так как в результате

гидролиза в растворе накапливаются ионы OH- и процесс гидролиза преобладает над

процессом диссоциации ионов HPO42-, дающим ионы H+ (HPO4

2- ↔ H+ + PO43-)

2 ступень: K2HPO4 + H2O ↔ KH2PO4 + KOH

2K+ + HPO42- + H2O ↔ K+ + H2PO4

- + K+ + OH-

HPO42- + H2O ↔ H2PO4

- + OH-

29

Образующийся на 2 ступени дигидрофосфат-ион H2PO4- частично диссоциирует:

H2PO4- = H++ HPO4

2-,

ионы H+ частично нейтрализуют ионы OH-, образующиеся при диссоциации сильного

электролита КОН:

К+ + OH- ↔ КOH,

поэтому среда в растворе гидрофосфата является слабощелочной (pH=8,9).

3 ступень: KH2PO4 + H2O ↔ H3PO4 + KOH

K+ + H2PO4- + H2O ↔ H3PO4

- + K+ + OH-

HPO42- + H2O ↔ H2PO4

- + OH-

Гидролиз по 3 ступени идет очень слабо (см. закономерность, рассмотренную выше),

поэтому гидролизуется с образованием ионов ОН- малая часть дигидрофосфат-ионов.

Бόльшая часть этих ионов диссоциирует:

H2PO4- = H+ + HPO4

2-.

Поэтому все гидроксид-ионы, образовавшиеся при гидролизе, нейтрализуются

ионами водорода, которые образовались в процессе диссоциации дигидрофосфат-ионов и

среда раствора становится слабокислой (рН=6,8).

Рассмотри примеры определения среды растворов гидролизующихся солей на

основе констант диссоциации и гидролиза.

Задача 1. Требуется определить среду раствора гидрокарбоната натрия.

Рассмотрим процессы в растворе гидрокарбоната натрия. Диссоциация этой соли

идет в две ступени, катионы водорода образуются только на второй ступени:

NaHCO3 = Na+ + HCO3- (I)

HCO3- = H+ + CO3

2- (II)

30

Константа диссоциации по второй ступени – это константа диссоциации угольной

кислоты, равная КД = 4,7∙10-11.

Гидролиз гидрокарбоната натрия описывается уравнением:

NaHCO3 + H2O = Н2CO3 + NaOH

Na+ + HCO3- + H2O = H2CO3 + Na+ + OH-

HCO3- + H2O = H2CO3 + OH-

Константа гидролиза равна:

КГ =КВ

Кдисс.Н2СО3(𝐼)=

10−14

4,5 ∙ 10−7= 2,2 ∙ 10−8

Константа гидролиза заметно больше константы диссоциации угольной кислоты, т.е.

гидролиз с образованием ионов ОН- идет интенсивнее диссоциации ионов HCO3- с

образованием ионов Н+, поэтому раствор NaHCO3 имеет щелочную среду.

Задача 2. Требуется определить среду раствора гидросульфита натрия.

Диссоциация этой соли идет в две ступени, катионы водорода образуются на второй

из них:

NaHSO3 = Na+ + HSO3- (I)

HSO3- = H+ + SO3

2- (II)

Константа диссоциации по второй ступени – это константа диссоциации сернистой

кислоты, равная КД = 6,2∙10-8 моль/л.

Гидролиз гидросульфита натрия описывается уравнением:

NaHSO3 + H2O = Н2SO3 + NaOH

Na+ + HSO3- + H2O = H2SO3 + Na+ + OH-

HSO3- + H2O = H2SO3 + OH-

Константа гидролиза определяется как:

КГ =КВ

Кдисс.Н2𝑆О3(𝐼)=

10−14

1,7 ∙ 10−2= 5,9 ∙ 10−13

31

В этом случае константа диссоциации больше константы гидролиза, т.е.

диссоциация ионов HSO3- с образованием ионов Н+ идет интенсивнее гидролиза с

образованием ионов ОН- поэтому раствор NaHSO3 имеет кислую среду.

9. Явление осмоса. Осмотическое давление растворов

Рассмотрим систему, состоящую из двух растворов, разделенных полупроницаемой

перегородкой (такая перегородка способна пропускать молекулы растворителя, но

задерживает частицы растворенного вещества). Если концентрации растворов различаются,

то в системе начнется процесс их выравнивания за счет перемещения молекул воды через

мембрану из более разбавленного раствора в более концентрированный. Поэтому объем

более концентрированного раствора будет постепенно увеличиваться. Такое одностороннее

движение растворителя через полупроницаемую перегородку из менее

концентрированного раствора в более концентрированный называется осмосом (рис. 7).

Рисунок 7. Явление осмоса

По мере поднятия уровня раствора в одной из частей системы, в ней будет

создаваться избыточное давление водяного столба – гидростатическое давление. Оно

определяется разницей уровней жидкости в разных частях системы (рис. 8). Когда это

давление достигнет определенной величины, осмос прекратится и наступит равновесие.

Гидростатическое давление системы в состоянии ее равновесия – это и есть осмотическое

давление раствора.

Рисунок 8. Осмотическое давление

32

Также осмотическое давление часто характеризуют как давление, которое нужно

приложить к одной из частей рассматриваемой системы (более концентрированному

раствору), чтобы предотвратить перемещение в нее растворителя из другой части системы

(менее концентрированного раствора) (стрелка на рис. 7 (В)).

Величина осмотического давления зависит от концентрации раствора и

температуры, но не зависит ни от природы растворенного вещества, ни от природы

растворителя.

Явление осмоса очень важно в жизни растений и животных. Оболочки клеток живых

существ можно рассматривать как полупроницаемые мембраны, которые проницаемые для

воды и практически непроницаемые для веществ, растворенных во внутриклеточной

жидкости. Проникая в клетки (т.е. «разбавляя» насыщенную растворенными веществами

цитоплазму), вода создает в них избыточное давление, которое слегка растягивает оболочки

клеток и поддерживает их в напряженном состоянии (тургор) (рис. 9 (1)).

Клеточный сок растений имеет осмотическое давление 5-10 атм. Почвенный раствор

черноземов характеризуется осмотическим давлением 2,5 атм. Из-за разницы давления вода

из почвы (т.е. менее концентрированного раствора) поступает в клетки корней (в более

концентрированный раствор). Так, растение поглощает почвенную влагу и нормально

развивается.

Если же растение высадить на солончаковую почву (с осмотическим давлением

почвенного раствора 12,5 атм.), то вода из клеток растения начнет поступать в почву и

разбавлять почвенный раствор. В результате цитоплазма клетки начнет сжиматься, потом

– отслаиваться от клеточной стенки (плазмолиз) (рис. 9(2)), и растение погибнет.

Рисунок 9. Состояние тургора (1) и плазмолиза (2) клетки

Если же растение высадить в чернозем, но минимизировать испарение воды с

поверхности листьев (например, понижением температуры или увеличением влажности

воздуха), то клетки будут насыщаться почвенной влагой сверх меры и могут лопнуть.

33

Растворы, осмотическое давление которых равно осмотическому давлению данного

раствора называют изотоническими. Если концентрация и, следовательно, осмотическое

давление растворов больше, чем у рассматриваемого раствора, их относят к

гипертоническим. Растворы с меньшей концентрацией и, следовательно, осмотическим

давлением по сравнению с данным раствором, называют гипотоническими.

Если эритроцит поместить в физиологический (т.е. изотонический) раствор, он будет

оставаться неизменным, поскольку скорость поступления в него воды будет равна скорости

потери им воды (рис. 10 (а)). Если его поместить в гипотонический раствор, то вода

пересытит эритроцит, и он лопнет (произойдет гемолиз) (рис. 10 (b)). Если эритроцит

поместить в гипертонический раствор, то усилится потеря им воды (произойдет плазмолиз),

и он погибнет. (рис. 10 (с)).

Рисунок 10. Эритроцит в изотоническом (а), гипотоническом (b) и гипертоническом

(c) растворах.

10. Замерзание и кипение растворов

Любая жидкость при любой температуре испаряется. Параллельно процессу

испарения осуществляется процесс конденсации паров данной жидкости. В некоторый

момент времени между этими процессами устанавливается динамическое равновесие (рис.

11 (1)). Пар над жидкостью, который находится в состоянии фазового равновесия с ней,

называется насыщенным паром. При данной температуре концентрация насыщенного

пара над каждой жидкостью – величина постоянная (рис. 11 (2)). Следовательно,

постоянным является и его давление.

34

1. 2.

Рисунок 11. Формирование насыщенного водяного пара (1) и его давление при

разных температурах (2)

При растворении в жидкости какого-либо вещества происходит понижение давления

насыщенного пара этой жидкости. Таким образом, давление насыщенного пара над

раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре.

При изучении растворов различных жидкостей и веществ в твердом состоянии был

установлен закон (Ф.М. Рауль, 1887 г.): относительное понижение давления насыщенного

пара растворителя над раствором определяется молярной долей растворенного в нем

вещества. Математическое выражение закона Рауля:

р0−р

р0= 𝜒В,

где χв – молярная доля растворенного вещества,

р – давление насыщенного пара над раствором,

р0 – давление насыщенного пара над чистым растворителем.

Объясняется понижение давления пара над раствором следующим образом: между

насыщенным паром и чистым растворителем, как говорилось выше, устанавливается

динамическое равновесие. При растворении в растворителе какого-нибудь вещества,

относительная концентрация молекул растворителя в жидкости уменьшается: в чистом

растворителе на молекулы растворителя приходилось 100%, в растворе, состоящем из

молекул растворителя и частиц растворенного вещества, на долю растворителя приходится

уже менее 100%. Относительное уменьшение концентрации молекул растворителя ведет к

изменению скорости его испарения. Первоначальное равновесие нарушается: при

неизменной скорости процесса конденсации скорость процесса испарения уменьшается.

Поэтому пар над раствором становится менее концентрированным и, соответственно,

начинает характеризоваться меньшим давлением.

На чем же отражается понижение давления насыщенного пара над растворами

относительно чистого растворителя?

35

Индивидуальные (чистые) жидкости характеризуются строго определенными

температурами фазовых переходов. Так, вода при нормальном атмосферном давлении

кристаллизуется при 0°С и кипит при 100°С.

Присутствие растворенного вещества понижает температуру замерзания раствора,

так как частицы растворенного вещества препятствуют формированию кристаллической

решетки растворителя и наступлению условия кристаллизации, когда давление

насыщенного пара над раствором должно выровняться с давлением насыщенного пара над

твердым растворителем. Процессы формирования кристаллической решетки и

выравнивания давлений становятся возможными при более низкой температуре. Так,

океаническая вода начинает замерзать при температуре около -2°С.

Аналогично, присутствие растворенного вещества повышает температуру кипения

раствора, так как частицы растворенного вещества, связывая молекулы растворителя в

сольваты, препятствуют их высвобождению из сольватов и наступлению условия кипения,

когда давление насыщенного пара над раствором должно выровняться с атмосферным

давлением. Процесс выравнивания давлений, в этом случае, становится возможными при

более высокой температуре.

11. Лабораторная работа

11.1 Свойства растворов

Цель работы: ознакомиться с физико-химической природой процесса растворения, с

зависимостью процесса растворения вещества от химической природы растворяемого

вещества и растворителя, с различными видами растворов.

1. Получение пересыщенного раствора. Получите осадок иодида свинца желтого

цвета путем соединения растворов иодида калия (2-3 капли) и нитрата свинца (10 капель).

Запишите уравнение реакции. Отметьте структуру осадка. Добавьте в пробирку 4-5 мл воды

и осторожно! нагрейте до полного растворения полученного желтого осадка. Пробирку с

горячим раствором после полного растворения осадка на 1 минуту поставьте в штатив для

охлаждения, а затем опустите в стакан с холодной водой. По мере охлаждения раствора в

пробирке появляются золотистые кристаллы, которые при осаждении отражают свет,

образуя «золотой дождь». Отметьте разницу в структуре осадка одного и того же вещества

до нагревания и после охлаждения.

36

На какой стадии вы получили пересыщенный раствор? Чем он характеризуется?

Почему «золотистый» осадок образуется только при охлаждении системы?

2. Энергетические эффекты процесса растворения. В пробирку с 2-3 мл воды

медленно (с помощью пипетки) прибавьте небольшое количество концентрированной

серной кислоты. Раствор встряхните и отметьте его разогрев. Каким (с точки зрения

энергетического эффекта) является процесс растворения кислоты?

В пробирке с 2-3 мл воды растворите хлорид аммония размером с горошину.

Встряхните пробирку и отметьте охлаждение раствора. Каким (с точки зрения

энергетического эффекта) является процесс растворения соли?

3. Интенсивность процесса растворения (влияние химической природы

растворителя на интенсивность процесса растворения). Подготовьте три пробирки с

разными растворителями: в первую поместите 3мл бензола, во вторую – 3 мл спирта, в

третью – 3 мл воды. В каждую пробирку внесите по одному крупному кристаллику йода.

Пробирки встряхните. Отметьте цвет растворов и интенсивность растворения йода в разных

растворителях. Объясните различную растворимость йода в данных растворителях.

Для справки: вода – полярный неорганический растворитель; спирт – полярный

органический растворитель; бензол – неполярный органический растворитель.

4. Качество процесса растворения (влияние химической природы растворителя на

состав образующегося сольвата). Подготовьте две пробирки с разными растворителями: в

первую поместите 3 мл ацетона, во вторую - 3 мл воды. Растворите в них одинаковое

количество соли меди. Какую окраску приобретают растворы? Почему различаются цвета

растворов одного и того же вещества? Схематично изобразите сольваты (гидраты),

образующиеся в данных растворах.

Для справки: вода – полярный неорганический растворитель; ацетон – неполярный

органический растворитель.

11.2 Электролитическая диссоциация. Гидролиз

Цель работы: определить влияние диссоциации веществ на протекание химических

процессов; установить теоретически и практически степень гидролиза и реакцию среды

растворов некоторых солей; указать факторы, влияющие на гидролиз и диссоциацию

веществ.

1. Зависимость химической активности вещества от степени его диссоциации

(на примере серной кислоты). К 1 мл концентрированной серной кислоты добавьте

37

пластинку цинка. Отметьте интенсивность реакции. ОСТОРОЖНО! перелейте содержимое

пробирки в другую пробирку, где уже находится 5 мл воды. Поясните, почему

интенсивность реакции возрастает? Запишите уравнение реакции.

2. Определение реакции среды гидролиза. В планшетках для капельных реакций

с помощью универсальной индикаторной бумаги определите характер среды растворов

солей: хлорида аммония (NH4Cl), карбоната натрия (Na2CO3) и сульфата алюминия

(Al2(SO4)3). Подтвердите полученные данные уравнениями гидролиза солей.

3. Зависимость диссоциации вещества от температуры. Теоретически определите

характер среды раствора ацетата натрия (CH3COONa). Каким должен быть фенолфталеин в

растворе этой соли? Добавьте к раствору ацетата натрия несколько капель раствора

фенолфталеина. Какую окраску он приобретает? Нагрейте раствор до кипения и отметьте

изменение окраски индикатора. Объясните наблюдаемые явления: Почему теоретические

положения не совпадают с результатами опыта (до нагревания системы)? Что произошло в

системе после нагревания?

Индикатор Окраска в среде

кислой нейтральной щелочной

Фенолфталеин бесцветный бесцветный или бледно-малиновый малиновый

4. Растворение магния в воде. В пробирку с холодной водой внесите небольшой

кусочек (или стружку) магния. Взаимодействует ли магний с водой? Добавьте в пробирку

несколько кристалликов хлорида аммония, встряхните для его быстрого растворения и

наблюдайте бурное взаимодействие магния с водой. Дайте пояснения происходящему с

позиций гидролиза, приведите соответствующие уравнения реакций.

5. Влияние одноименного иона на степень диссоциации слабого электролита

(смещение равновесия диссоциации). В пробирку налейте разбавленный раствор аммиака –

гидроксид аммония (NH4OH) и добавьте 2-3 капли фенолфталеина. Какую окраску

приобретает индикатор? Какой среде соответствует его окраска? Объясните наблюдаемое

с помощью уравнения диссоциации гидроксида аммония.

Раствор разделите на 2 части. Одну оставьте для сравнения, а в другую добавляйте

при встряхивании кристаллический хлорид аммония. Что происходит с индикатором?

Какой становится среда раствора?

Запишите уравнение диссоциации хлорида аммония и объясните изменение цвета

раствора с помощью принципа Ле Шателье. Сделайте вывод о влиянии одноименного иона

на степень диссоциации слабого электролита.

38

Дополнительные сведения: фенолфталеин – индикатор на ионы ОН-.

6. Необратимый гидролиз. По таблице растворимости выясните, существует ли в

свободном виде соль Al2S3? Попробуйте получить эту соль: к 1-2 мл раствора соли

алюминия прибавьте столько же раствора соли сульфида натрия (Na2S). Докажите, что

образовавшийся осадок не является сульфидом алюминия? Запишите соответствующие

уравнения реакций.

12. Задания для самостоятельной работы

а) расчеты с использованием массовой доли вещества

1. Определите массовую долю растворенного вещества в следующих растворах:

Вариант 1 2 3 4 5 6

mB, г 5,98 2,37 15,82 27,24 30,51 4,66

mводы, г 95 118 225 450 376 155

2. Рассчитайте массу соли, необходимую для приготовления 100 мл растворов:

Вариант 1 2 3 4 5 6

Вещество CaCl2 AgNO3 KA1(SO4)2 K2CO3 FeCl3 NH4NO3

ω, %. 2 1 5 10 8 6

ρ(p), г/л 1014,8 1007 1046,5 1090,4 1067 1023

3. Рассчитайте массу кристаллогидрата и объем воды, необходимые для

приготовления 250 мл следующих растворов:

Вариант 1 2 3 4 5 6

Вещество SrCl2 Na4P2O7 Li2SO4 ZnSO4 Al2(SO4)3 Na2SO4

ω, % 10 1 6 4 2 12

ρ(p), г/мл 1,09 1,01 1,05 1,04 1,02 1,11

n H2O 6 10 1 7 18 10

4. Рассчитайте объем газа, который полностью поглощается 2 л воды с образованием

следующего раствора при комнатной температуре:

Вариант 1 2 3 4 5 6

Вещество HCl HBr NH3 CO2 SO2 H2S

ω, % 36 12 25 3 8 1

39

5. Определите объем воды, которая полностью поглотит 300 л газа с образованием

раствора:

Вариант 1 2 3 4 5 6

Вещество HCl HBr NH3 CO2 SO2 H2S

ω, % 15 10 5 2 4 0,5

б) расчеты с использованием молярной концентрации растворов

6. Рассчитайте молярную концентрацию растворенного вещества, если известны

его масса и объем раствора.

Вариант 1 2 3 4 5 6

Вещество KBrO3 KN3 KReO4 K2CrO4 K2GeO3 KNCS

mB, г 12,4 8,5 18,1 14,7 6,3 23,9

V(р), л 0,3 0,4 0,75 0,55 0,65 0,8

7. Определите молярную концентрацию растворенного вещества, если известны

масса растворенного кристаллогидрата CuSO4 . 5H2O и объем раствора:

Вариант 1 2 3 4 5 6

mкр, г 11,44 22,18 9,47 8,75 17,42 14,93

V(р), л 0,5 0,6 1,2 1,5 0,7 0,9

8. Рассчитайте массу кристаллогидратов, взятых для приготовления 200 г растворов:

Вариант 1 2 3 4 5 6

Вещество SrCl2 Na4P2O7 Li2SO4 ZnSO4 Al2(SO4)3 Na2SO4

СМ 0,69 0,04 0,57 0,26 0,06 0,94

ρ(p), г/мл 1,09 1,01 1,05 1,04 1,02 1,11

n H2O 6 10 1 7 18 10

в) расчеты с использованием эквивалентной концентрации растворов

9. В водном растворе протекает реакция: ZnCl2 + NaOH = Na2[Zn(OH)4] + …

Определите эквивалентную концентрацию первого реагента в 200 мл исходного раствора,

если там содержалась указанная масса этого вещества:

Вариант 1 2 3 4 5 6

масса, г 1,83 2,15 0,94 0,58 2,44 1,61

40

10. Рассчитайте эквивалентную концентрацию дихромата калия в растворе,

предназначенном для изучения его окислительных свойств в кислотной среде, если 250 мл

этого раствора содержат указанную массу этого вещества:

Вариант 1 2 3 4 5 6

mB, г 0,74 0,37 1,48 1,85 0,62 1,24

г) комбинированные расчеты

11. Выведите формулу для пересчета массовой доли растворенного вещества в его

молярную концентрацию при известной плотности раствора. Найдите молярную

концентрацию данного раствора:

Вариант 1 2 3 4 5 6

Вещество CaCl2 AgNO3 KA1(SO4)2 K2CO3 FeCl3 NH4NO3

ω, % 2 1 5 10 8 6

ρ(p), г/л 1014,8 1007 1046,5 1090,4 1067 1023

12. Выведите формулу для пересчета молярной концентрации растворенного

вещества в его массовую долю при известной плотности раствора. Найдите процентное

содержание следующих растворов:

Вариант 1 2 3 4 5 6

Вещество AgNO3 CaCl2 Mg(NO3)2 BaCl2 KBr FeCl3

СМ, моль/л 0,64 0,37 0,57 0,89 1,3 0,82

ρ(p), г/л 1088 1032 1060 1156 1108 1104

д) гидролиз солей

13. Установите соответствие между названием соли и ее отношением к гидролизу: к

каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию,

обозначенную цифрой. Приведите подтверждающие уравнения гидролиза.

Название соли Отношение к гидролизу

а) бромид хрома (III)

б) карбонат лития

в) сульфат железа (II)

г) ацетат алюминия

1) гидролизуется по катиону

2) гидролизуется по аниону

3) гидролизуется и по катиону, и по аниону

4) не гидролизуется

41

14. Установите соответствие между названием соединения и средой его водного

раствора: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию,

обозначенную цифрой. Приведите подтверждающие уравнения гидролиза.

Соединение Среда раствора

а) фосфат калия

б) ацетат бария

в) нитрат хрома(III)

г) нитрат натрия

1) нейтральная

2) кислая

3) щелочная