Розчини неелектролітів

Завдання для індивідуальної самостійної роботи

8.1 Розрахувати:

а) масову частку розчиненої речовини; б) молярну концентрацію;

в) молярну концентрацію еквівалента; г) титр.

Густини водних розчинів речовин див. у додатку А п.4.

Ва-ріант	Розчинена речовина	Об’єм води, мл	Ва-ріант	Розчинена речовина	Об’єм води, мл
формула	маса, г	формула	маса, г
	H3PO4				H2SO4
	KOH				NaOH
	HNO3				HCl
	H2SO4				H3PO4
	NaOH				KOH
	HCl				HNO3
	H3PO4				H2SO4
	KOH				NaOH
	HNO3				HCl
	H2SO4				H3PO4
	NaOH				H2SO4	0,98
	HCl				NaOH
	H3PO4				HCl	0,73
	KOH				KOH	1,12
	HNO3				HNO3	0,063

8.2 Розрахувати, який об’єм концентрованого розчину І потрібно узяти для приготування заданого об’єму розчину ІІ вказаної концентрації (густини водних розчинів деяких речовин див. у додатку А п.4.)

Ва-ріант	Розчин I	Розчин II
речовина	концентрація	об’єм, л	концентрація
	H3PO4	w = 10%		c ек = 0,1 моль/л
	CaCl2	c ек = 0,1 моль/л		T = 0,001 г/мл
	AlCl3	c ек = 0,1 моль/л		c = 0,01 моль/л
	KOH	c = 2 моль/л		w = 4%
	BaCl2	T = 0,02 г/мл		c ек = 0,1 моль/л
	CuSO4	c ек = 0,2 моль/л		c = 0,05 моль/л
	H2SO4	w = 15%		w = 8%
	Na2CO3	c = 1,0 моль/л		T = 0,001 г/мл
	Al(NO3)3	c ек = 0,5 моль/л		c = 0,1 моль/л
	NaOH	w = 5%		c ек = 0,09 моль/л
	Ca(NO3)2	T = 0,2 г/мл		c = 1,1 моль/л
	CdCl2	c = 0,1 моль/л		T = 0,001 г/мл
	HCl	w = 20%		c ек = 0,1 моль/л
	CoCl2	c = 0,5 моль/л		c ек = 0,2 моль/л
	CrCl3	T = 0,01 г/мл		c = 0,01 моль/л
	HNO3	w = 20%		c = 0,01 моль/л
	FeCl3	c ек = 0,5 моль/л		T = 0,005 г/мл
	K2CO3	c = 0,05 моль/л		c ек = 0,03 моль/л
	KOH	T = 0,2 г/мл		w = 10%
	K2S	c ек = 4 моль/л		c = 0,5 моль/л
	Mg(NO3)2	c = 3 моль/л		c ек = 0,5 моль/л
	H2SO4	w = 96%	10 000	T = 0,01 г/мл
	Na2S	c ек = 2,5 моль/л		c = 0,5 моль/л
	K2SO4	c = 0,6 моль/л		c ек = 1 моль/л
	NaOH	T = 0,1 г/мл		w = 5%
	Сa3(PO4)2	c ек = 12 моль/л		c = 0,5 моль/л
	CaHPO4	c ек = 12 моль/л		c = 0,5 моль/л
	Сa(H2PO4)2	c ек = 12 моль/л		c = 0,5 моль/л
	AlPO4	c ек = 12 моль/л		c ек= 0,5 моль/л
	H2SO4	w = 11%		w = 8%

8.3 Розрахувати, який об’єм розчину І потрібно на взаємодію з розчином ІІ, враховуючи, що реакції перебігають з утворенням середніх (густини водних розчинів деяких речовин див. у додатку В).

Ва-ріант	розчин I	розчин II
речовина	концен-трація	речовина	маса речо-вини, г	концен-трація	об’єм роз-чину, мл
	Na2CO3	1,5 M	HCl	-	4 н
	AgNO3	0,1 н	AlCl3	-	0,1 М
	HCl	4 н	NaOH		-	-
	H2SO4	0,5 М	KOH	-	1 М
	H3PO4	0,3 М	NaOH	-	1 М
	H2SO4	0,4 н	NaOH		-	-
	Na2CO3	1,5 М	H2SO4	-	6%
	AgNO3	0,01 н	HCl	-	10%
	Na2CO3	1 н	HNO3	18,9	-	-
	AgNO3	5%	AlCl3	-	0,2 М
	HCl	10%	AgNO3	-	0,5 н
	KOH	0,5 н.	H3PO4	-	0,1 М
	H2SO4	0,25 н.	Ca(OH)2	1,48	-	-
	Al2(SO4)3	0,5 М	Ca(NO3)2	-	0,15 н
	KOH	0,2 н	FeCl3	-	0,5 М
	H2SO4	4 н	K2CO3	-	20% (ρ=1,19)
	H2SO4	10%	NaOH		-	-
	HNO3	0,3 н	NaOH		-	-
	NaOH	0,2 н	FeCl3	-	0,2 М
	HCl	4%	AgNO3	-	0,02 н
	H2SO4	15%	Mg(OH)2	11,6	-	-
	Al2(SO4)3	0,05 н	NaOH	-	0,15 н
	Al(ОН)3	0,5 М	NaOH	-	1,5 н
	BaCl2	0,5 М	H2SO4	-	0,1 М
	H2SO4	0,1 н	Na2CO3	4,24	-	-
	ZnО	0,5 %	NH4OH	-	1,5 н
	NaOH	10%	H2SO4	-	0,1 М
	HCl	20%	Al(OH)3	15,6	-	-
	СH3СОOН	0,1 н	Na2CO3	-	0,02 н
	NaOH	0,2 н	H2SO4	-	0,1 М

Всі хімічні речовини умовно поділяють на електроліти і неелектроліти. Критерієм такого розподілу є електропровідність їх розчинів або розплавів.

Речовини, розчини (розплави) яких проводять електричний струм, мають назву електролітів (кислоти, основи, солі).

Речовини, які в розчиненому (розплавленому) стані не проводять електричний струм, називаються неелектролітами (цукор, спирт, гліцерин та ін.).

Голландський хімік Вант-Гофф встановив закон осмотичного тиску: " Осмотичний тиск розчину чисельно дорівнює тиску, який чинила б розчинена речовина, якби вона при тій самій температурі перебувала в газоподібному стані і займала об'єм, що дорівнює об’єму розчину".

Математично закон Вант-Гоффа записується так:

де Р_осм – осмотичний тиск; R – універсальна газова стала; Т – абсолютна температура; С_М – молярна концентрація.

За допомогою цього рівняння можна обчислювати осмотичний тиск розчинів неелектролітів, знаходити молекулярні маси розчинених речовин. Але слід враховувати, що закон Вант-Гоффа може бути застосований тільки для розведених розчинів.

Встановлено, що при розчиненні будь-якої нелеткої речовини у певному розчиннику тиск насиченої пари над розчином буде меншим, ніж тиск насиченої пари над чистим розчинником при сталій температурі. Цей факт обумовлений такими властивостями:

1) зменшенням ефективної поверхні випаровування розчину у порівнянні з чистим розчинником, оскільки частину поверхні розчину зайнято нелеткими молекулами розчиненої речовини;

2) взаємодією між молекулами розчиненої речовини і розчинника з утворенням гідратів (розчинник-вода) або сольватів (неводний розчинник), стійкіших, ніж з'єднання молекул розчинника між собою.

Якщо позначити тиск пари розчинника Р_о, а тиск пари розчину – Р, то різниця Р_о – Р = ΔР показує величину зниження тиску пари. Відношення цієї різниці до тиску пари розчинника дає так зване відносне зниження тиску пари розчинника:

Залежність зниження тиску пари розчинників над розчинами від їх концентрації вивчав французький хімік Рауль і відкрив наступний закон (1-й закон):

"Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином дорівнює мольній частці розчиненої речовини".

Математичний вираз цього закону має такий вигляд

де ν₁ і ν₂ – відповідно кількість розчиненої речовини і розчинника, моль.

Всі чисті речовини характеризуються певними температурами замерзання і кипіння. Наявність розчиненої речовини підвищує температуру кипіння і знижує температуру замерзання розчинника тим сильніше, чим більш концентрований розчин.

Така залежність є прямим наслідком зниження тиску пари над розчинником. Таким чином, зміна температури кипіння розчину залежить від концентрації розчиненої речовини, із зростанням якої знижується тиск пари і підвищується температура кипіння розчину. Аналогічно пояснюється зниження температури замерзання розчинів.

Різниця між температурами кипіння розчину і чистого розчинника називається підвищенням температури кипіння розчину. Різниця між температурами замерзання чистого розчинника і розчину називається зниженням температури замерзання розчину:

Δt_кип = t′ _кип – t_кип; Δt_кр = t_кр – t′ _кр ,

де t′_кип, t′_зам, t_кип, t_зам – температури кипіння і кристалізації розчину і розчинника відповідно.

Таким чином, межі рідкого стану розчину розширені, порівняно з розчинником, на число градусів, що дорівнює сумі підвищення температури кипіння розчину і зниження температури його замерзання.

Розглянуті закономірності були встановлені Раулем:

2-й закон: "Для розведених розчинів підвищення температури кипіння і зниження температури замерзання пропорційні моляльніи концентрації розчинів".

3-й закон: "Розчини, що містять однакові кількості розчинених речовин в однакових кількостях розчинника, мають однакові зниження температур замерзання і однакові підвищення температур кипіння".

Зниження температури замерзання, що відповідає розчиненню 1 моль речовини в 1000 г розчинника (молекулярне зниження) є величина стала для даного розчинника і називається кріоскопічною сталою розчинника (К_к).

Молекулярне підвищення температур кипіння, тобто підвищення, яке спостерігається при розчиненні 1 моль речовини в 1000 г розчинника, називається ебуліоскопічною константою розчинника (К_Е).

Математичні вирази законів Рауля мають вигляд:

Δt_кип = К_Е ∙C_m;

Δt_кр =К_K ∙C_m,

де C_m – моляльність; К_Е і К_K – ебуліоскопічні та кріоскопічні сталі.

Дата добавления: 2014-11-07