1 / 84

Кафедра неорганической химии

Федеральное агенство по образованию Московская государственная академия тонкой химической технологии имени М.В. Ломоносова. Кафедра неорганической химии. Савинкина Е.В. Лекции по общей и неорганической химии Растворы Учебное пособие Москва МИТХТ им. М.В. Ломоносова 2010.

inge
Download Presentation

Кафедра неорганической химии

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Федеральное агенство по образованиюМосковская государственная академия тонкой химической технологии имени М.В. Ломоносова Кафедра неорганической химии Савинкина Е.В. Лекции по общей и неорганической химии Растворы Учебное пособие Москва МИТХТ им. М.В. Ломоносова 2010

  2. УДК 546.04ББК 24.1 Рецензент: д.х.н. Киселев Ю.М. (химический факультет МГУ) Рекомендовано к изданию кафедрой неорганической химии МИТХТ (протокол № 3 от 10.11.2010) • Е.В. Савинкина 2010 • МИТХТ им. М.В. Ломоносова 2010 Утверждено Библиотечно-издательской комиссией МИТХТ им. М.В.Ломоносова в качестве учебного пособиядля студентов 1 курса бакалавриата по направлениям 020100 62 (Химия), 240100 62 (Химическая технология и биотехнология), 150600 62 (Материаловедение и технология новых материалов), 280200 (Защита окружающей среды), 200500 62 (Метрология, стандартизация и сертификация), 080500 (Менеджмент). Один оптический диск Объем данных 0,9 Мб

  3. Растворы Общие свойства растворов

  4. Вещество А + вещество В Раствор – гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, имеющая переменный состав

  5. Смеси Грубодисперсные системы (взвеси) Тонкодисперсные системы (коллоидные системы) Истинные растворы Размеры частиц более 100 нм 1 – 100 нм менее 1 нм Смеси веществ

  6. Грубодисперсные системы • Дисперсионная среда – газообразная Дисперсная фаза: • твердая – пыль, дым, порошок • жидкая – смог, облако, туман • Дисперсионная среда – жидкая Дисперсионная фаза: • твердая – суспензия, паста • жидкая – эмульсия • газообразная – пена, газированная вода • Дисперсионная среда – твердая Дисперсная фаза: • твердая – горные породы, цветные стекла, композиты • жидкая – твердые эмульсии • газообразная – твердые пены

  7. Истинные растворы • Агрегатное состояние: газообразные, жидкие, твердые растворы • Состав раствора: растворитель + растворенное вещество • Параметры раствора: температура, давление, содержание растворенного вещества

  8. Количественный состав раствора • Массовая доля • Молярная концентрация (молярность) • Эквивалентная концентрация (нормальность) • Коэффициент растворимости • Мольная доля • Массовая концентрация • Моляльная концентрация (моляльность)

  9. Растворы • Идеальные • ΔV = 0; ΔQ = 0 • Реальные • ΔV ≠ 0 • 1 л H2O + 1 л C2H5OH → 1,93 л раствора • ΔQ ≠ 0 • Qрастворение = –Qразрыв связей + Qобразование связей

  10. Растворы Концентрация вещества меньше его растворимости • Ненасыщенные • Вт→ Вр • Насыщенные • Вт Вр; истинное равновесие • Пересыщенные • Вр; метастабильное равновесие Растворимость вещества – его концентрация в насыщенном растворе Концентрация вещества больше его растворимости

  11. Растворимость газов в жидкостях • Если нет химического взаимодействия Ar(г) Ar(р) Влияние давления  = 1  0 (принцип Ле Шателье) Увеличение давления → (растворимость увеличивается) Уменьшение давления ← (растворимость уменьшается)

  12. Растворимость газов в жидкостях Влияние температуры Qразрыв связей ≈ 0 Qобразование связей> 0 Процесс экзотермический (принцип Ле Шателье) Уменьшение температуры → (растворимость увеличивается) Увеличение температуры ← (растворимость уменьшается) Qрастворение> 0

  13. Растворимость газов в жидкостях • Если есть химическое взаимодействие Cl2(г)Cl2(р) Cl2(р) + 2Н2О Н3О+ + Cl + НClО НClО + Н2О Н3О+ + ClО

  14. Растворимость твердых веществ в жидкостях • Влияние давления • ΔV ≈ 0; давление не влияет • Влияние температуры с Q < 0 Большинство веществ Q ≈ 0 NaCl, LiOH, K2SO3 Q > 0 MnSO4, Li2CO3, CaCrO4 Т

  15. Диаграмма растворимости Граница области метастабильных пересыщенных растворов с Область пересыщенных растворов c(B) > [B] Кривая растворимости c(B) = [B] Область ненасыщенных растворовc(B) < [B] Т Ткип Тпл

  16. Перекристаллизация с Основное вещество Примесь Т Т2 Т1

  17. Растворы электролитов Электролитическая диссоциация

  18. Сильные электролиты • MA  M+(р) + A–(р) [MA] = 0, [M+] = [A–] = c0 Степень диссоциации:

  19. Слабые электролиты • MA  MA(р) + M+(р) + A–(р) [MA] > 0, [M+] = [A–] <c0 Степень диссоциации:

  20. Слабые электролиты • MxAy(р) x Ma+(р) + y Ab–(р) Константа диссоциацииKD

  21. МА М+ + А– [M+] [A–] KD = ––––––––– [MA] [M+] = [A–] = c0 [MA] = (1 – ) c0 KD = 2c0 / (1 – ) если  << 1 ( < 0,05) KD = 2c0 Закон разбавления Оствальда α 1 c0

  22. М+ + А–  МА(т) МА(т)М+ + А– Для малорастворимых сильных электролитов: Kс = [M+][A–] = ПР(МА) (произведение растворимости) Гетерогенные ионные равновесия В общем виде: МхАу(т) х Ма+ + у Аb– Тогда ПР = [Ma+]x [Ab–]y ПР = constпри T = const ПР = f(T)

  23. Растворимость (L), моль/л МхАу(т)х Ма+ + у Аb– [Ma+] = xL; [Ab–] = yL ПР(МхАу) = (x L)x (yL)y = xx yy Lx+y

  24. Задача Рассчитать растворимость сульфата серебра, если ПР(Ag2SO4) = 1,2 .10–5 • Ag2SO4(т)  2Ag+ + SO42– L 2LL • ПР = [Ag+ ]2 [SO42–] = (2L)2L = 4L3

  25. Условия осаждения и растворения осадков МА(т) М+ + А– с(М+) с(А–) = [M+] [А–] = ПР с с(М+) с(А–) > ПР М+ + А– МА(т) Т с(М+) с(А–) < ПР МА(т) М+ + А– Для малорастворимого сильного электролита МхAy условие растворения осадка: [Ma+]x [Ab–]y < ПР условие выпадения осадка: [Ma+]x [Ab–]y > ПР

  26. Введение одноименного иона МхАу(т)х Ма+ + у Аb– Увеличение с(Ма+) или с(Аb–) Сдвиг равновесия в сторону образования осадка

  27. Удаление одноименного иона МхАу(т)х Ма+ + у Аb– Уменьшение с(Ма+) или с(Аb–) Сдвиг равновесия в сторону растворения осадка

  28. Удаление одноименного иона • Связывание в виде менее растворимого вещества (осадок AgClосадок AgI) • Связывание в виде комплексного иона (осадок PbSO4[Pb(OH)4]2–) • Перевод в другую форму (осадок BaCrO4Cr2O72–)

  29. Переосаждение PO43– Ag2SO4(т) Ag3PO4(т) SO42– 3 Ag2SO4(т) + 2 PO43–2 Ag3PO4(т) + 3 SO42– (1) KС = [SO42–]3 / [ PO43–]2 ПР1 = [Ag+]2[SO42–] ПР2 = [Ag+]3[ PO43–] (1) = 3(2) – 2(3) KС = (ПР1)3 / (ПР2)2 ~ (10–5)3/(10–18)2> 1 Ag2SO4(т) 2Ag+ + SO42–(2) Ag3PO4(т) 3Ag+ + PO43–(3)

  30. Условие задачи V(H2O) = ? m(CaSO4.2H2O) = 1 г ПР(CaSO4) = 4.10–5 M(CaSO4.2H2O) = 172 г/моль Уравнение фазового равновесия Са2+ + SО42–CaSO4(т) В каком минимальном объеме воды можно растворить 1 г гипса? ПР(CaSO4) = [Ca2+] [SO42–] = c2 __ V(H2O) = n / c = m / (M  c) = m / (M ПР) ~ 0,920 л

  31. Выпадет ли осадок при сливании равных объемов миллимолярных растворов нитрата серебра(I) и хлорида натрия? c0(AgNO3) = c0(NaCl) = 1.10–3моль/л V(p.AgNO3) = V(p.NaCl) ПР(AgCl) = 1,7810–10 Для малорастворимого сильного электролита МхAy условие выпадения осадка: [Ma+]x [Ab–]y> ПР После смешивания растворов: c(Ag+) = c0(Ag+) V(p.AgNO3) / (V(p.AgNO3) + V(p.NaCl)) = = 1/2c0(Ag+) = 1/2c0(AgNO3) c(Cl–) = 1/2c0(Cl–) = 1/2c0(NaCl) 12 c0(AgNO3)  1/2 c0(NaCl) = 2,510–7 > ПР(AgCl) Осадок выпадет

  32. Протолитическая теория кислот и оснований 1923 г. Йоханес Брёнстед Томас Лаури

  33. Протолитическая теория • кислотные или основные свойства частиц обусловлены их способностью отдавать или присоединять катион водорода (протон Н+) NH4+ + S2– NH3 + HS– Кт Ос Ос Кт Пары "сопряженная кислота/сопряженное основание": NH4+/NH3и HS –/ S2– Н+ Н+

  34. Кислоты • нейтральные: • HCN + H2O CN– + H3O+ • анионные: • H2PO4– + H2O HPO42– + H3O+ • катионные: • NH4+ + 2 H2O NH3.H2O + H3O+ H+ H+ H+ H+ H+ H+

  35. Основания • нейтральные: • NH3.H2O + H2O NH4+ + OH– + H2O • анионные: • CN– + H2O HCN + OH– • катионные: • N2H5+ + H2O N2H62+ + OH– H+ H+ H+ H+ H+ H+

  36. Амфолиты Н+ • HCO3– + H2O CO32– + H3O+ Кт • HCO3– + H2O H2CO3 + OH– Ос Н+ Н+ Н+

  37. Апротонные: C6H6, CS2, CCl4 Протонные H2O, NH3, C2H5OH (амфолиты) Автопротолиз: HL + HL H2L+ + L– Константа автопротолиза (ионное произведение): KS = [H2L+] [L–] Растворители H+ H+

  38. Ионное произведение воды • H2O + H2O H3O+ + OH– При стандартной температуре 298 К (25 С): • KB(Kw) = [H3O+] [OH–] = 1.10–14 В чистой воде при 25 С [H3O+] = [OH–] = KB = 10–7 моль/л H+ H+

  39. Водородный показатель (рН) • рН = –lg[H3O+] • [H3O+] = 10–рН Гидроксидный показатель (рОН) • pOH = –lg[OH–] • [OH–] = 10–рОН • рН + рОН = –lgKB = 14

  40. Водородный показатель (рН) • В чистой воде при 25С • рН = рОН = 7 • Среда нейтральная • Если [H3O+] > 1.10–7, то рН < 7 • Среда кислотная • Если [OH–] > 1.10–7, то рОН < 7 и pH > 7 • Среда щелочная

  41. Шкала рН • При [H3O+] = 0,1 моль/л (например, в 0,1 М растворе HCl) pH = 1 (нижний предел). • При [OH–] = 0,1 моль/л (например, в 0,1 М растворе KOH) рН = 13 (верхний предел).

  42. Константа кислотности HA + H2O A– + H3O+ H+ H+

  43. Слабые кислоты • Сопряженная пара KК • СН3СООН / СН3СОО–1,7.10–5 • Al3+.H2O / AlOH2+9,6.10–6 • H2S / HS– 1,1.10–7 • B(OH)3.H2O/[B(OH)4]– 5,8.10–10 Сила кислоты СН3СООН + Н2О СН3СОО– + H3O+ Al3+.H2O + H2O AlOH2+ + H3O+ H2S + H2O HS– + H3O+ B(OH)3.H2O + H2O [B(OH)4]– + H3O+

  44. Сильные кислоты HA + H2O = A– + H3O+ • Бескилородные кислоты: HCl, HBr, HI • Кислородсодержащие кислоты состава НхЭОу, если у – х 2(правило Полинга) • Протолиз сильных кислот необратим • Анионы сильных кислот являются непротолитами и не участвуют в реакциях протолиза H+

  45. Сила кислот в неводных растворителях Уравнение реакции протолизаСопряженная параKК H+ H+ HClO4 + CH3COOH ClO4– + CH3COOH2+ HClO4/ ClO4– 1.10–6 H+ H+ HNO3/ NO3– 1.10–7 HNO3 + CH3COOH NO3– + CH3COOH2+

  46. Константа основности A– + H2O HA + ОН– H+ H+

  47. Слабые основания Уравнение реакции протолиза Сопряженная пара KО H+ H+ NH3·H2O + H2O NH4+ + OH– + H2O NH4+/ NH3·H2O 1,8 ·10–5 H+ H+ Сила основания SO32– + H2O HSO3– + OH– HSO3– / SO32– 1,6.10–7 H+ H+ HSO3– + H2O SO2∙H2O + OH– SO2∙H2O / HSO3– 6,0.10–13

  48. Сильные основания • Анионы: • амид-ион NH2– • метилат-ион CH3O– и другие алкоголят-ионы • гидроксид-ион ОН– • Соединения, дающие эти ионы при диссоциации • MOH, где М – щелочной элемент или Tl(I) • M(OH)2, где М – Ba, Ra • и др. Катионы – непротолиты!

  49. Малорастворимые гидроксиды Ni(OH)2(т) Ni2+ + 2OH— Слабое основание? Сильное основание? ПР = [Ni2+][OH—]2

  50. Связь Kки Ko для пары НА/А– [H3O+] [A–] [HA] [OH–] KКKO = –––––––––––––––––––– = [H3O+] [OH–] = KB [HA] [A–] KO = KB / KК

More Related