2. Se calculează masa sulfatului de sodiu în această porțiune de hidrat cristalin, în valoare de:
într-o porție de Na2SO4 · 10H2O cu o masă de 322 g conține Na2SO4 cu o masă de 142 g;
într-o porție de Na2S04 · 10H2O cu o masă de 128,8 g conține Na2SO4 cu masa x g,
din care x = (142 ∙ 128.8). 322 = 56,8 g.
3. Se calculează masa soluției preparate:
m (p-ra) = m (H20) + m (Na2S04 * 10H2O) =
= 691,2 g + 128,8 g = 820 g.
4. Să găsim fracția de masă a sulfatului de sodiu în soluție:
w (Na2S04) = m (Na2S04). m (p-pa) = 56,8 g, 820 g = 0,07 sau 7%.
Răspunsul este: w (Na 2 SO 4) = 7%.
Chimia este folosită pe scară largă în acest mod pentru a exprima compoziția soluțiilor,
ca concentrație molară a substanței în soluție.
Concentrația molară a substanței - c (X) este valoarea egală cu raportul dintre cantitatea sa chimică și volumul soluției:
Concentrația molară este exprimată în mol / dm 3.
Răspuns: cu (H2SO4) = 2,35 mol / dm3.
Compoziția cantitativă a soluțiilor poate fi exprimată prin intermediul unor cantități fizice - fracția de masă sau concentrația molară a substanței dizolvate.
Întrebări și sarcini
1. Care este diferența dintre concentrația molară și fracția de masă a substanței din soluție?
2. Într-o soluție cu un volum de 3 dm3, hidroxidul de sodiu este conținut: a) cu o cantitate chimică de 0,6 moli; b) cu o masă de 120 g. Se calculează valorile corespunzătoare ale concentrației moleculare de NaOH.
3. În apă au fost dizolvate 65 g de masă cu o greutate de 15 g de clorură de calciu Se calculează conținutul de masă (%) și concentrația molară a substanței în soluție, în cazul în care densitatea este de 1,2 g / cm3.
4. Se calculează volumul (dm 3) al soluției cu o concentrație molară de CaCl2 egală cu 0,1 mol / dm 3. care poate fi preparată dintr-o soluție din aceeași sare cu un volum de 500 cm3
cu o fracție de masă de CaCl2 egală cu 10% (= 1,1 g / cm3).
5. fracție Masa de acid sulfuric în soluție egală cu 0,617, iar concentrația sa molară este de 9,0 mol / dm 3. Care este volumul (cm3) cu o greutate de 200 g dintr-o soluție?
6. Oxid de sulf (VI) s-a adăugat într-o soluție de volum de 55,56 cm3 cu o fracție de masă acid sulfuric egală cu 0,91 (p = 1,8 g / cm3). În soluția rezultată, fracția de masă a acidului a crescut în comparație cu cea inițială cu 5,25%. Se calculează masa de oxid de sulf (VI) adăugat.
7. * O soluție de masă de 500 g cu o fracție de masă de sulfat de fier (II) egală cu 40%
dili, ca rezultat al precipitării de FeSO 4 7H 2 O cu o masă de 100 g din această soluție.
Care este fracția de masă a sulfatului de fier (II) în soluția de deasupra precipitatului?
§ 32. Disocierea electrolitică a substanțelor
Știți deja că soluțiile și topiturile unor substanțe conduc un curent electric. Astfel de substanțe se numesc electroliți. Electroliții includ săruri, baze, acizi - compuși cu tip polar ionic și covalent de legătură chimică.
Motivul pentru conductivitatea electrică a soluțiilor este că în timpul dizolvării sub influența moleculelor de apă polare se dizolvă electroliți, adică disociat în particule încărcate pozitiv și negativ - .. Ionii. Acești ioni sunt purtători ai sarcinilor electrice în soluții.
Teoria care explică conductivitatea soluției, a fost propusă inițial de savantul suedez S. Arrhenius în 1887. Cercetătorii ruși tocuri IA și VA Kistyakovsky completat această teorie poziția interacțiunii ionilor cu moleculele de apă și formarea hidraților instabile decât legarea acesteia cu aprobarea Mendeleev privind interacțiunea dintre solut și solvent.
Esența teoriei disocierii electrolitice poate fi exprimată prin următoarea propunere.
Electroliții din soluții și topiturile se disociază (disociază) în ioni de particule încărcate opus.
Disocierea electroliților cu tipuri ionice și covalente de legare chimică are loc în moduri diferite.
Disocierea compușilor cu un tip de legătură ionică
Fig. 46. Distrugerea unui cristalin ionic sub acțiunea moleculelor de apă
În centrul structurii compușilor ionici se află o rețea de cristal ionic. Distrugerea cristalelor apare sub influența moleculelor de apă polară (Fig.46).
O caracteristică a disocierii compușilor ionici este că în aceste substanțe există deja ioni pregătiți, iar dipolii de apă rămân doar pentru a distruge cristalul ionic.
Electroliții cu un tip de legătură ionic includ baze și săruri.
Bazele se disociază în soluții apoase în ioni de hidroxid și ioni metalici. De exemplu,
O moleculă de apă este un donator al unei perechi de electroni și un ion de hidrogen este acceptorul său. Cu toate acestea, în viitor, pentru simplitate în ecuațiile reacțiilor ionice, vom face
Se notează ionul de hidrogen hidratat sub formă de H +.
Acizii disociai în soluții apoase în ioni de hidrogen și resturi acide:
HNO3-H + + NO3-.
Conform numărului de atomi de hidrogen, acizii sunt împărțiți în mono, dublă și trisubstituită. Acidii polibazici se disociază treptat, de exemplu:
H3P04H + + H2P04-;
H 2 PO 4-H + + HPO4 2-;
HPO 4-H + + PO 4 3-.
În acest caz, de regulă, în fiecare etapă ulterioară, disocierea slăbește.
Diferența dintre proprietățile ionilor și proprietățile atomilor și moleculelor
Atomii și moleculele ca întreg sunt neutru din punct de vedere electric. Ioni, după cum se știe, se formează ca urmare a reculului sau atașării electronilor de atomi, care este motivul pentru formarea încărcărilor în ioni. La fel ca ionii de hidrogen, toți ionii
Fig. 48. Propunerea de ioni într-o soluție sub acțiunea unui câmp electric
Disocierea electrolitică a substanțelor în soluții
în soluții apoase sunt hidratate. adică interacționează cu moleculele de apă. Hidratarea împiedică oarecum legătura inversă a ionilor (asociere).
Proprietățile ionilor încărcați diferă de cele ale atomilor neutri corespunzători din punct de vedere electric. Ionii de sodiu Na + nu descompun apa, iar atomii de sodiu neutri Na 0 interacționează cu acesta cu evoluția hidrogenului.
Clorurile ionice Cl - nu au nici o culoare, nici un miros, nici o toxicitate, adică nu prezintă proprietățile clorului gazos. Într-un câmp electric, ionii se deplasează la electrozi încărcați opuși. Ionii încărcați pozitiv sunt trimiși la catod - se numesc cationi. Acțiunile cu sarcină negativă se numesc anioni. deoarece acestea se deplasează la anod (Figura 48). În soluția oricărui electrolit, sarcina totală pozitivă a tuturor cationilor este egală cu sarcina negativă totală a tuturor anionilor.
Proprietățile ionilor diferă de proprietățile atomilor și moleculelor, deoarece au o structură electronică diferită.
Electroliți puternici și slabi
Electroliții disociază în ioni în grade diferite. Completitudinea descompunerii depinde de natura electrolitului și a solventului, de temperatura, de concentrația electrolitului.
Disocierea cantitativă se caracterizează prin gradul de disociere.
Gradul de disociere este o valoare egală cu raportul dintre numărul de mo-
lecule sau unități de formulare ale electroliților, care s-au descompus în ioni, la numărul total de molecule dizolvate sau unități de formulare:
Deoarece numărul de particule și numărul lor sunt legate între ele prin relație
D N dezasociune n.
unde n este numărul chimic al moleculelor corespunzătoare sau al unităților de formulare.
Astfel, gradul de disociere este o cantitate egală cu raportul cantității chimice dintre unitățile chimice ale unei substanțe date care s-au degradat în ioni la cantitatea chimică totală a unităților structurale dizolvate. Acesta arată ce parte (fracțiune) a electrolitului este defalcată în ioni.
Gradul de disociere este exprimată în unități procentuale sau părți. De exemplu, în cazul în care gradul de disociere a acidului acetic în soluție cu o concentrație molară de 0,1 mol / dm 3 este egal cu 0,015 (1,5%), atunci acest lucru înseamnă că, în 1000 doar 15 molecule împărțit în ioni. Gradul de disociere este de obicei determinată experimental.
Electroliții puternici (≈ 1) includ compușii cu un tip de legătură polară ionică și covalentă. Compușii ionici disociază în cationi metalici și anioni ai reziduurilor acide (săruri) sau ioni de hidroxid (alcali). Electroliții puternici cu un tip de legătura covalentă sunt acizi: sulfuric, clorhidric, nitric, de aceea se numesc acizi puternici. În soluțiile de electroliți puternici nu există practic un proces de reunire a ionilor inversi, astfel încât disocierea unor astfel de electroliți este scrisă sub forma unei ecuații de dezintegrare cu o săgeată într-o direcție:
H2S04-> 2H + + S04-;
HCI-H + + CI-; KON → K + + OH -.
Pentru electroliții slabi sunt compuși cu o legătură covalentă mai puțin polară. Când se dizolvă în apă, ele disociază doar parțial în ioni. Gradul de disociere a electroliților slabi este foarte mic ( <<1). К ним относится большинство органических кислот, например уксусная кислота СН 3 СООН, многие неорганические кислоты, такие как сероводородная кислота H 2 S, сернистая кислота H 2 SO 3. плавиковая кислота HF.
Acizii slabi dibazici disociază practic numai în prima etapă:
În soluțiile de electroliți slabi, procesul de disociere a moleculelor în ioni și procesul invers de integrare a ionilor în molecule continuă continuu. Între aceste două procese se stabilește echilibrul dinamic. Disocierea unor astfel de electroliți este reprezentată de ecuația căderii cu săgeți în două direcții.
Astfel, se poate spune că disocierea electroliților slabi este un proces reversibil. Gradul de disociere a acestor electroliți crește odată cu scăderea concentrațiilor lor, deoarece în acest caz probabilitatea coliziunilor ionilor din soluție scade. Un electrolit slab este apa:
La 25 ° C, gradul de disociere este de aproximativ 1,10-9. Aceasta înseamnă că din fiecare miliard de molecule de apă, doar o moleculă se rupe în ioni.
Reacții ale schimbului de ioni în soluții apoase
Electroliții sunt substanțe ale căror soluții sau topiri apoase conduc curent electric.
Conductivitatea electrică a soluțiilor și a topiturilor de electroliți se explică prin disocierea electrolitică a substanțelor în ioni.
Ioni diferă de atomi și molecule în structură și proprietăți.
Electroliții sunt împărțiți în puternici și slabi.
Caracteristica cantitativă a disocierii electrolitice este gradul de disociere.
Întrebări și sarcini
1. Cum se poate consolida disocierea (schimbarea echilibrului spre dreapta) cu acid acetic?
2. Care este gradul de disociere a unui anumit electrolit dacă, din substanță, o cantitate chimică de 2 moli sa descompus în ioni de circa 1,4 moli?
3. Formați ecuațiile de disociere pentru următoarele substanțe: K 2 Cr 2 O 7. HMnO 4. Ba (OH) 2 LiOH, MnSO 4. AlCl 3. HNO 2. Distribuiți-le în funcție de clasele: acizi, baze, săruri.
4. Formați ecuațiile de disociere pentru NaCl, KNO 3. HI, Ca (OH) 2 H 2 S, Sr (OH) 2. Distribuiți-le în două grupuri: a) compușii ionici, b) compușii covalenți.
5. Cum se va schimba gradul de disociere (creștere sau descreștere) a acidului slab fluorhidric (HF) când se adaugă la soluția sa: a) acidul clorhidric; b) soluția de fluorură de sodiu; c) apă?
6. Care este cantitatea chimică de cationi de potasiu formată ca urmare a disocierii electrolitice a carbonatului de potasiu cu o cantitate chimică de 2,7 mol, dacă gradul de disociere a sării este de 0,9?
7. Faceți formule de substanțe: clorură de magneziu, sulfat de fier (III), azotat de sodiu și aranjați-le prin: a) creșterea numărului total de ioni; b) scăderea numărului de anioni formați ca urmare a disocierii lor.
8. Într-o soluție cu un volum de 3 dm 3, masa sulfatului de aluminiu este de 615,6 g. Se calculează concentrația molară de ioni de aluminiu Al3 + în această soluție.
§ 33. Reacții ale schimbului de ioni
în soluții apoase
Deoarece electroliții din soluții se descompun în ioni, conform teoriei reacțiilor de disociere electrolitice în soluțiile apoase de electroliți sunt reacțiile care implică ioni. Deoarece soluțiile de electroliți puternici practic nu conțin molecule nedisociate, numai anionii și cationii,
