Главная страница «Первого сентября»Главная страница журнала «Химия»Содержание №22/2005

КУРСЫ ПОВЫШЕНИЯ КВАЛИФИКАЦИИ

 

С.С.БЕРДОНОСОВ

Особенности содержания и методики преподавания некоторых избранных тем курса химии 8—9 классов

Учебный план курса

№ газеты Учебный материал
17 Лекция № 1. Некоторые общие вопросы школьного предмета химии. Вещество. Атомы. Химические элементы. Вещества простые и сложные. Строение атома. Нуклиды и изотопы. Электронные оболочки атомов. Атомы электронейтральные и заряженные (ионы) и их размеры
18 Лекция № 2. Радиоактивность. Основы радиохимии и радиоэкологии. Синтез и изучение новых элементов
19 Лекция № 3. Водород и кислород. Особенности строения молекул. Получение. Важнейшие химические реакции. Применение. Kонтрольная работа № 1 (срок выполнения – до 15 ноября 2005 г.)
20 Лекция № 4. Тепловые эффекты химических реакций. Скорость химических реакций
21 Лекция № 5. Равновесие. Смещение равновесия. Принцип Ле Шателье
22 Лекция № 6. Растворы. Химические реакции в растворах. Kонтрольная работа № 2 (срок выполнения – до 29 декабря 2005 г.)
23 Лекция № 7. Особенности строения органических веществ
24 Лекция № 8. Углеводороды нефти и природного газа. Роль нефти и газа в современной химии
Итоговая работа. Разработка урока химии в 8–9-м классе в соответствии с предложенной концепцией. На основе этой разработки слушателем должны быть проведены уроки. Kраткий отчет о проведении итоговой работы, сопровождаемый справкой из учебного заведения, должен быть направлен в Педагогический университет не позднее 28 февраля 2006 г.

ЛЕКЦИЯ № 6

Растворы

Химические реакции в растворах

Введение

В курсе химии основной школы большое значение имеют вопросы, связанные с поведением веществ в растворах, причем практически всегда речь идет о водных растворах. Связано это с тем, что водные растворы играют важную роль в нашей жизни, с ними каждый из нас постоянно сталкивается как в быту, так и на производстве. Да и сам организм человека содержит растворы самых разных веществ. В этой лекции будут кратко рассмотрены некоторые проблемы, связанные с описанием свойств растворов и особенностями поведения в них различных веществ.

Определение термина «раствор». Раствором называют гомогенную систему, состоящую из двух или большего числа составных частей (компонентов), относительное содержание которых может непрерывно изменяться в тех или иных пределах. Непрерывное изменение состава при сохранении однородности (гомогенности) — важнейший признак растворов, в этом sсостоит главное отличие растворов от химических соединений. Можно отметить, что кроме обычных растворов (о которых идет речь в школьном курсе химии) к растворам в настоящее время принято относить соединения переменного состава. Так, известно, что при взаимодействии железа и серы образуется продукт реакции переменного состава — сульфид железа(II) FeSx, причем 0,98 < x < 1,05. Состав вещества, образующегося в этой реакции, зависит от условий проведения реакции и в указанных пределах непрерывно изменяется.

Сульфид железа(II) в современной неорганической химии рассматривают как фазу переменного состава и как твердый раствор. Аналогичные твердые растворы представляют собой многие соединения переходных металлов с самыми разными неметаллами (гидриды, оксиды, сульфиды и др.). К числу твердых растворов относят и продукты реакции натрия и более тяжелых щелочных металлов с кислородом, многие другие твердые неорганические соединения.

Если речь идет об обычных растворах, то один из его компонентов называют растворителем, остальные компоненты – растворенными веществами. Будем далее для простоты рассматривать только такие растворы, в которых кроме растворителя содержится одно растворенное вещество.

Важная особенность многих растворов заключается в том, что из них простыми физическими приемами (охлаждением, нагреванием, выпариванием) можно выделить чистые исходные компоненты.

Термины «растворитель» и «растворенное вещество». Часто считают, что из двух компонентов раствора растворитель – это то вещество, которого для приготовления данного раствора взято больше по массе или по объему. Так, если для приготовления раствора использовано 500 мл ацетона и 10 мл этилового спирта, то в этом случае ацетон – растворитель, а этиловый спирт – растворенное вещество. Правда, для воды сделано исключение. Принято считать, что в двухкомпонентной системе с любым массовым соотношением компонентов вода всегда растворитель. Например, раствор, в котором на 2 г воды приходится 98 г H2SO4, рассматривают как 98%-й раствор серной кислоты в воде, а не 2%-й раствор воды в серной кислоте.
Аналогично медицинский спирт – это 96%-й раствор этанола в воде, а не 4%-й раствор воды в этиловом спирте.

Для приготовления раствора можно использовать не только вещества, находящиеся в одном и том же агрегатном состоянии (две жидкости или два твердых вещества), но и два вещества, находившиеся первоначально в разных агрегатных состояниях, – газ и жидкость, газ и твердое вещество, жидкость и твердое вещество. Если для приготовления раствора взяты вещества, находившиеся в разных агрегатных состояниях, то растворителем называют то из них, которое первоначально находилось в том же агрегатном состоянии, что и образовавшийся раствор. Так, для приготовления раствора можно использовать, например, 200 г сероуглерода CS2 и 300 г белого фосфора Р. Растворитель в данном случае — сероуглерод, т.к. при комнатной температуре он, как и образующийся раствор, находится в жидком состоянии, а белый фосфор при обычных условиях — твердое вещество. Другой пример – металл палладий Pd и газ водород H2. В твердом палладии при обычных условиях могут растворяться значительные количества водорода (до 700 объемов водорода в одном объеме палладия). Образующийся раствор – твердое вещество, поэтому в данном случае металл палладий – растворитель, а водород – растворенное вещество.

Растворы могут быть жидкими (растворы жидкостей друг в друге, растворы в жидкостях газов или твердых веществ) или твердыми (растворы твердых веществ друг в друге, раствор газа в твердом веществе). Гомогенные системы, состоящие из двух или большего числа газов, не принято называть растворами, их обычно рассматривают как смеси газов.

В чем причина образования растворов?

Роль энтропийного и энтальпийного факторов. Как уже было обсуждено в лекции № 5, самопроизвольное протекание процессов в любой закрытой системе должно приводить к возрастанию в ней хаоса в расположении микрочастиц, т.е. к возрастанию энтропии S > 0. Энтропия возрастает, если атомы или ионы, которые сначала были только в одной части системы (и располагались в системе более или менее упорядоченно), постепенно заполняют всю систему. Такое возрастание имеет место, когда атомы, ионы или молекулы растворенного вещества хаотично распределяются среди атомов или молекул растворителя.

При растворении разрушаются связи между атомами, ионами или молекулами в растворяемом веществе и возникают новые связи между атомами растворенного вещества и атомами молекул растворителя. Разрушение старых связей связано с затратами энергии, а возникновение новых связей – с выделением энергии. Однако на разрушение старых связей при растворении обычно затрачивается значительно больше энергии, чем выделяется при образовании новых, так что растворение обычно связано с отрицательным тепловым эффектом Q, и энтальпия системы H при растворении, как правило, возрастает.

Отметим, что непосредственной причиной перехода частиц жидкого или твердого растворяемого вещества в среду растворителя служат тепловые колебания атомов, ионов, молекул. Энергия этих колебаний в определенных пределах постоянно меняется. В те моменты, когда она превышает энергию связи колеблющейся частицы с материнской фазой, происходит переход этой частицы в среду растворителя.

Взаимодействие растворенного вещества и растворителя. Попав в растворитель, частица растворенного вещества (обычно это ион или молекула) не просто распределяется среди молекул растворителя (такое чисто физическое распределение тоже встречается, но довольно редко), а взаимодействует с молекулами растворителя, образуя продукт взаимодействия — сольват (от лат. solvent — раствор, растворитель). В растворе в общем случае наблюдается сольватация растворенного вещества, в случае водных растворов — гидратация оказавшихся в растворе ионов и молекул растворенного вещества. От обычных химических соединений сольваты отличаются, во-первых, сравнительно низкой прочностью связи между растворенным веществом и растворителем и, во-вторых, переменным (во многих случаях) составом.

Взаимодействие растворенного вещества и растворителя при растворении можно наблюдать экспериментально. Если растворить вишневого цвета гидрат хлорида кобальта CoCl2•6H2O в ацетоне, то из-за сольватации хлорида кобальта ацетоном образуется синий раствор. После добавления в этот раствор воды окраска раствора из темно-синей моментально переходит в светло-розовую: молекулы ацетона вытесняются из сольвата молекулами воды.

Очевидно, что образование сольватов связано со смещением электронной плотности от одних молекул (ионов) к другим. Благоприятствует образованию сольватов с участием ионов полярность молекул растворителя. Если молекула растворенного вещества (например, молекула глюкозы) имеет в своем составе полярные участки, то при растворении наблюдается взаимодействие этих полярных участков с полярными молекулами растворителя. Образование сольватов может происходить и за счет того, что один из атомов, например атом молекулы растворенного вещества, выступает как донор электронной пары, а один из атомов молекулы растворителя выступает как акцептор электронной пары.

Насыщенный, ненасыщенный и пересыщенный растворы

При растворении энтропия системы всегда увеличивается. Энтальпия системы также в большинстве случаев возрастает. Если в закрытой системе одновременно увеличивается энтропия (ТS > 0) и внутренняя энергия (H > 0) системы, то в ней возможно установление равновесия (см. лекцию
№ 5). Таким образом, в системе раствор–растворяемое вещество возможно установление равновесия. Этому равновесию при каждой температуре отвечает образование насыщенного раствора.

Насыщенный раствор. Насыщенным называют такой раствор, в котором содержание растворенного вещества отвечает установлению при данной температуре равновесия между этим веществом и раствором. Часто дают следующее определение насыщенного раствора: насыщенным называют раствор, в котором установилось равновесие между раствором и растворенным веществом. Конечно, в таком случае раствор будет насыщенным, что называется, по определению. Но если при неизменной температуре отделить такой раствор от фазы растворяемого вещества (например, слить раствор от твердой фазы), то раствор (при неизменной температуре) останется насыщенным, хотя указанного равновесия уже нет.

При каждой температуре содержание того или иного растворенного вещества в насыщенном растворе постоянно. Массу растворенного вещества, приходящуюся в насыщенном растворе при данной температуре на 100 г растворителя, называют растворимостью данного вещества. Значения растворимости различных веществ приведены в справочниках по химии.

Здесь нужно отметить следующее. При приготовлении растворов часто используют не безводные вещества, а различные кристаллогидраты. Например, при приготовлении раствора сульфата меди CuSO4 исходным веществом чаще всего служит не безводная соль, а пентагидрат CuSO4•5H2O. В справочниках же растворимость указывают в граммах безводной соли (в данном случае CuSO4), приходящихся на 100 г воды. Согласно справочникам в насыщенном растворе на 100 г воды при 20 °С приходится 20,5 г безводной соли, а при 60 °С – 39,5 г. Рассмотрим решение двух следующих задач.

Задача 1. Рассчитать, сколько граммов CuSO4•5H2O надо добавить к 500 г воды, чтобы получить раствор, насыщенный при 20 °С.

Решение. Обозначим массу добавляемого CuSO4•5H2O через х г. Относительная молекулярная масса CuSO4: Mr = Ar(Cu) + Ar(S) + 4Ar(O) = 160, а относительная молекулярная масса CuSO4•5H2O: Mr = 160 + 90 = 250. Массовая доля безводной соли в пентагидрате равна 160/250 = 0,64. Следовательно, в х г CuSO4•5H2O содержится 0,64х г CuSO4. При добавлении х г CuSO4•5H2O
к 500 г воды масса раствора составит (500 + х) г. В соответствии с условием задачи при 20 °С 20,5 г CuSO4 содержатся в (100 + 20,5) = 120,5 г раствора. Отношение массы растворенного вещества к массе раствора при фиксированной температуре постоянно, поэтому можно составить уравнение:

0,64х/(500 + х) = 20,5/120,5.

Решив это уравнение, находим, что х = 181 г.

Ответ. 181 г CuSO4•5H2O.

Задача 2. Рассчитать, сколько граммов раствора CuSO4, насыщенного при 60 °С, нужно использовать, чтобы при его охлаждении до 20 °С получить 200 г CuSO4•5H2O.

Решение. Обозначим массу необходимого насыщенного раствора через х г. При 60 °С на 100 г воды в таком растворе приходится 39,5 г CuSO4, следовательно, массовая доля CuSO4 в нем равна 39,5/(100 + 39,5) = 0,283. В х г насыщенного при 60 °С раствора содержится 0,283х г CuSO4. В 200 г CuSO4•5H2O содержание безводной соли составляет 200•0,64 = 128 г.

После выделения из охлажденного раствора 200 г кристаллогидрата в растворе останется (0,283х – 128) г CuSO4, а масса раствора станет равна (х – 200) г. С учетом того, что при 20 °С 20,5 г CuSO4 приходится на 120,5 г раствора, составляем уравнение:

(0,283x – 128)/(x – 200) = 20,5/120,5.

Его решение приводит к х = 832 г.

Ответ. Нужно использовать 832 г раствора, насыщенного при 60 °С.

Чтобы приготовить насыщенный раствор, следует использовать два пути достижения равновесия (см. лекцию № 5). Первый путь состоит в том, что в качестве исходных веществ используют чистый растворитель, в который вносят избыток растворяемого вещества. Смесь длительное время перемешивают при заданной температуре Т1 и фиксируют изменение содержания в растворе растворяемого вещества, отнесенное к 100 г растворителя (рис. 1, кривая 1).

Второй путь состоит в том, что используют раствор с избытком растворенного вещества при температуре Т2, более высокой, чем Т1. Растворимость большинства веществ в воде с ростом температуры увеличивается (т.к. растворение в воде таких веществ – эндотермический процесс), поэтому начальное содержание вещества в таком растворе более высокое, чем в насыщенном растворе при температуре Т1. Далее этот раствор охлаждают до температуры Т1 и контролируют изменение содержания в нем растворенного вещества (рис. 1, кривая 2).

Если при использовании второго пути при температуре Т1 в итоге будет найдено такое же содержание растворенного вещества, приходящееся на 100 г растворителя, как и при использовании первого пути, то это означает, что критерий достижения равновесия (см. лекцию № 5) выполняется и найденное содержание растворенного вещества в растворе отвечает равновесию, т.е. равно растворимости вещества при стандартных условиях.

Рис. 1. Кривые, характеризующие изменение содержания (с) растворенного вещества, приходящееся на 100 г растворителя, с течением времени (t) в случае использования при приготовлении раствора: 1 – чистого растворителя и твердого вещества; 2 – пересыщенного раствора

Рис. 1.
Кривые, характеризующие изменение содержания (с) растворенного вещества, приходящееся на 100 г растворителя, с течением времени (t)
в случае использования при приготовлении раствора:
1 – чистого растворителя и твердого вещества;
2 – пересыщенного раствора

Ненасыщенный раствор. Если содержание в растворе растворенного вещества ниже отвечающего равновесию (ниже растворимости), то такой раствор называют ненасыщенным. Содержание растворенного вещества в таком растворе больше 0, но меньше растворимости. Каждый ненасыщенный раствор (как и насыщенный) устойчив и может храниться при данной температуре в закрытом сосуде как угодно долго. При внесении в него дополнительных порций растворяемого вещества содержание вещества в растворе постепенно возрастает, пока не достигнет значения, отвечающего равновесию.

Пересыщенный раствор. Если при фиксированной температуре как угодно долго перемешивать раствор с осадком растворяемого вещества, то можно получить только насыщенный раствор. Приготовить пересыщенный раствор (раствор, в котором содержание растворенного вещества выше растворимости) таким способом нельзя. Пересыщенный раствор можно получить, например, осторожно охлаждая раствор, насыщенный при более высокой, чем Т1, температуре, до температуры Т1 или удаляя из раствора, насыщенного при температуре Т2, часть растворителя.

Пересыщенный раствор характеризуют через степень пересыщения , которая равна отношению содержания растворенного вещества (выраженному, например, в граммах на 100 г растворителя) в данном растворе к содержанию этого же вещества в насыщенном растворе. Значение > 1. Пересыщенные растворы, в отличие от насыщенных и ненасыщенных, при хранении нестабильны. С течением времени наблюдается выделение избытка растворенного вещества, и пересыщенный раствор становится насыщенным.

Многие пересыщенные водные растворы при невысоких значениях метастабильны. Метастабильность заключается в том, что, с одной стороны, такие растворы часто могут храниться длительное время без каких-либо изменений. Более того, в целом ряде случаев выделение твердой фазы из метастабильных пересыщенных растворов не наблюдается при любом времени хранения. Но, с другой стороны, при внесении в пересыщенный раствор затравки (ее роль выполняют маленькие кристаллики растворенного вещества или мельчайшие твердые частицы какого-либо другого подходящего вещества) происходит выделение избыточного (над равновесным) растворенного вещества из раствора и его содержание в растворе самопроизвольно снижается до значения, отвечающего насыщенному раствору.

Метастабильность пересыщенных растворов объясняется тем, что выделение из таких растворов твердой фазы связано с расходом энергии на образование зародыша твердой фазы. Для формирования зародыша содержащиеся в растворе ионы или молекулы растворенного вещества должны, во-первых, десольватироваться (дегидратироваться) и, во-вторых, расположиться в пространстве определенным образом (так, чтобы возникла кристаллическая решетка с упорядоченным расположением в ней ионов или молекул). Чем сложнее строение отдельных молекул (ионов) растворенного вещества, тем больше требуется энергии и для образования зародыша и тем большее пересыщение может сохраняться в растворе длительное время.

Затравкой при выделении твердой фазы из пересыщенного раствора часто служат мельчайшие частицы сажи, диоксида кремния, оксида алюминия и других твердых веществ, постоянно присутствующие в атмосферном воздухе, в воде, в любых растворах, контактирующих с воздухом. Число таких частиц огромно. В 1 см3 атмосферного воздуха их содержится 103–105. Примерно такое же количество их в воде, контактирующей с воздухом. Роль затравки могут выполнять и стенки сосуда, в котором находится пересыщенный раствор.

Содержание растворенного вещества в растворе. Концентрация раствора

В предыдущем разделе было рассмотрено понятие «растворимость», которое характеризует содержание растворенного вещества в насыщенном растворе. Но для практики важно характеризовать содержание растворенного вещества в любом растворе, а не только в насыщенном. Для такой характеристики в теоретической химии часто используют понятие «мольная доля». Мольная доля – это отношение числа молей растворенного вещества к общему числу молей растворителя и растворенного вещества в растворе. Пусть, например, в 720 г воды растворено 117 г NaCl. В полученном растворе содержится 720/18 = 40 моль воды и 117/58,5 = 2 моль NaCl. Всего в растворе имеется 40 + 2 = 42 моль веществ. Мольная доля NaCl составляет 2/42 = 0,0476.

На практике использовать мольную долю для характеристики содержания растворенного вещества в растворе не всегда удобно. Поэтому часто раствор характеризуют через массовую долю растворенного вещества [1, 2]. Массовая доля – это отношение массы растворенного вещества к массе раствора. Массовую долю обозначают латинской буквой w («дубль вэ») и выражают или в долях единицы, или в процентах. Массовая доля может изменяться от 0 (чистый растворитель) до 1, или 100% (чистое растворенное вещество). Если массу раствора обозначить через m, массу растворенного вещества – через m(р.в.), а массу растворителя – через m(р.) (очевидно,
что m = (m(р.в.) + m(р.)), то массовая доля w равна:

w = m(р.в.)/m = m(р.в.)/(m(р.в.) + m(р.)).

Разумеется, при расчете массовой доли растворенного вещества в том или ином растворе массы всех веществ – и раствора, и растворителя, и растворенного вещества – должны быть выражены в одних и тех же единицах массы (миллиграммах, граммах, килограммах и т.д.).

Отметим, что в настоящее время не принято рассматривать ни мольную, ни массовую доли как концентрацию раствора. Поэтому выражение «процентная концентрация раствора» (оно отвечает массовой доле растворенного вещества, выраженной в процентах) рассматривается как недопустимое в научной и учебной литературе.

Материалы ИЮПАК рекомендуют для выражения концентрации раствора использовать понятие «молярная концентрация». Молярная концентрация равна отношению количества (т. е. числа молей) растворенного вещества к объему раствора, выраженному в литрах (кубических дециметрах). Если массовая доля – величина безразмерная, то размерность молярной концентрации – моль/л (моль/дм3).

На практике для приготовления растворов с заданной молярной концентрацией используют так называемые стандарт-титры (ранее их называли фиксаналами). Стандарт-титр представляет собой запаянную стеклянную пробирку, в двух местах которой (сверху и сбоку или снизу) имеются участки из тонкого стекла (рис. 2).

Рис. 2. Внешний вид пробирок с фиксированными количествами реактивов: 1 – пробирка с твердым реактивом; 2 – пробирка с жидким реактивом; Т – участки тонкого стекла

Рис. 2.
Внешний вид пробирок с
фиксированными количествами реактивов:
1 – пробирка с твердым реактивом;
2 – пробирка с жидким реактивом;
Т – участки тонкого стекла

Стандарт-титр обычно содержит 0,1 моль вещества. Для приготовления раствора заданной молярной концентрации стандарт-титр сначала тщательно моют, ополаскивают снаружи дистиллированной водой, размещают в воронке, вставленной в горло мерной колбы. Далее, вскрыв с помощью стеклянного бойка тонкие участки пробирки, с помощью дистиллированной воды переносят содержимое стандарт-титра в мерную колбу. Если колба была емкостью 1 л, то получится раствор с концентрацией 0,1 моль/л, при использовании мерной колбы емкостью 0,5 л – 0,2 моль/л, при использовании колбы емкостью 0,2 л – 0,5 моль/л и т.д.

Следует отметить, что при смешивании двух растворов с разной молярной концентрацией и объемами V1 и V2 объем образующегося раствора V в общем случае не равен сумме объемов V1 + V2, и поэтому предсказать его молярную концентрацию нельзя. Для характеристики полученного раствора нужно экспериментально определить его объем и плотность.

В аналитической химии при обозначении концентрации раствора широко используют данные о его титре. Титр – это массовое содержание растворенного вещества (выраженное, например, в миллиграммах) в 1 мл (1 см3) раствора.

Разбавленные и концентрированные растворы

Понятие «разбавленный раствор» в курсе химии часто воспринимается как чисто бытовое. Между тем оно имеет глубокий научный смысл. Действительно, рассмотрим, например, что происходит c хлоридом натрия при его попадании в воду. Вещество растворяется. Поскольку кристаллическая решетка NaCl состоит из ионов (катионов Na+ и анионов Cl), то при растворении в раствор переходят именно эти ионы. Молекулы воды полярны и представляют собой мельчайшие двухполюсные частицы – диполи. Диполи воды своими отрицательно заряженными участками (атомами О) притягиваются к катионам Na+, а положительно заряженными участками (атомами Н) – к анионам Cl. В результате около каждого иона формируется гидратная оболочка. Первый, самый близкий к иону слой содержит 5–7 молекул воды, второй – 10–12, и третий еще примерно столько же (рис. 3, см.
с. 18).

Рис. 3. Гидратация ионов Na+ и Cl– в растворе: 1 – молекулы воды первого слоя; 2 – молекулы воды второго слоя; 3 – молекулы воды третьего слоя

Рис. 3.
Гидратация ионов Na+ и Cl в растворе:
1 – молекулы воды первого слоя;
2 – молекулы воды второго слоя;
3 – молекулы воды третьего слоя

Экспериментальные данные показывают, что гидратная оболочка около каждого иона состоит примерно из 30 молекул воды. Больше молекул воды иону удержать около себя на сколь бы то ни было заметное время не удается – с увеличением расстояния ослабевают силы притяжения диполей к тому или иному иону. В растворе каждый ион перемещается со всей своей гидратной оболочкой, причем происходит постоянный обмен составляющих эту оболочку молекул воды с другими молекулами воды, содержащимися в растворе.

Если содержание растворенного вещества в воде мало (раствор разбавленный), то нет конкуренции между ионами за присоединение к ним диполей Н2О и каждый ион в своем окружении имеет столько молекул воды, сколько он в состоянии удержать за счет сил электростатического взаимодействия. Это разбавленный раствор. Поведение содержащихся в таком растворе ионов не зависит от присутствия в нем других ионов.

При повышении концентрации раствора наступает такой момент, когда все молекулы воды оказываются как бы распределенными между гидратными оболочками ионов в растворе. Новые ионы, попадающие в раствор при возрастании содержания в нем растворенного вещества, начинают перетягивать к себе те молекулы воды, которые входят во внешний слой гидратных оболочек уже имевшихся в растворе ионов. Начинается конкуренция между ионами за «обладание» молекулами воды. От того, сколько молекул воды содержит гидратная оболочка того или иного иона, зависит поведение иона в растворе (скорость его диффузии и другие характеристики). Поведение ионов в растворе, который уже нельзя назвать разбавленным, начинает зависеть от наличия в растворе других ионов. Чем выше концентрация раствора, тем такая зависимость сильнее.

Теоретическое описание растворов представляет значительно более сложную задачу, чем описание твердых кристаллических тел. Особенно сложно анализировать свойства концентрированных растворов. До настоящего времени здесь еще остается много неясного, и поэтому при их рассмотрении приходится использовать различные приближения (существует даже квазикристаллическая теория растворов, в которой их приближенно рассматривают как кристалл с упорядоченным расположением в пространстве составляющих раствор ионов и молекул).

Вопросы и задания

1. Один раз для приготовления насыщенного при 20 °С раствора поваренной соли в воде использовали 200 г NaCl и 200 мл воды, а второй раз – 300 г NaCl и 150 мл воды. Что можно сказать о содержании поваренной соли в двух насыщенных при 20 °С растворах, полученных в этих опытах?

Ответ. Содержание соли в насыщенном растворе пропорционально объему взятого растворителя. Поэтому в первом насыщенном растворе соли будет в 200/150 = 1,33 раза больше, чем во втором.

2. Укажите, какими приемами можно добиться увеличения скорости растворения сахара в воде. А можно ли увеличить растворимость сахара в воде при температуре 20 °С? Почему?

Ответ. Для увеличения скорости растворения сахара в воде нужно: а) измельчить сахар;
б) перемешивать раствор; в) повысить температуру раствора; г) поместить сахар в верхней части сосуда с водой (растворяющийся сахар самопроизвольно переходит в нижнюю зону раствора).

При любой температуре растворимость вещества в данном растворителе – постоянная величина, и изменить ее невозможно.

3. Тепловой эффект растворения поваренной соли в воде отрицательный и небольшой по величине. Что на этом основании можно сказать об изменении растворимости в воде поваренной соли с ростом температуры?

Ответ. С учетом принципа Ле Шателье можно заключить, что растворимость поваренной соли с ростом температуры раствора будет слабо возрастать.

4. Сколько граммов кристаллогидрата BaCl2·2H2O надо внести в 500 г 5%-го раствора хлорида бария, чтобы его массовая доля возросла до 8%?

Решение и ответ. Обозначим массу добавляемого в раствор кристаллогидрата BaCl2•2H2O через х. Относительная молекулярная масса BaCl2: 137 + 71 = 208, а относительная молекулярная масса BaCl2•2H2O: 208 + 36 = 244. Массовая доля безводной соли BaCl2 в кристаллогидрате: 208/244 = 0,852. Следовательно, х г кристаллогидрата содержат 0,852х г BaCl2. Содержание BaCl2 в исходном растворе: 500•0,05 = 25 г. После внесения х г кристаллогидрата в раствор в нем будет содержаться (25 + 0,852х) г BaCl2, а масса всего раствора составит (500 + х) г. Выражение для массовой доли 8%-го раствора имеет вид:

(25 + 0,852х)/(500 + х) = 0,08.

Решая его, находим, что х = 19,4 г.

5. В одном объеме воды растворили три объема аммиака. Какова массовая доля (в процентах) аммиака в полученном растворе?

Решение и ответ. Примем, что условия нормальные, объем воды – 1 л, а газа аммиака – 3 л. Масса 1 л воды 1000 г, а масса 3 л аммиака (17•3)/22,4 = 2,28 г. Массовая доля w аммиака в растворе равна:

w = 2,28/(1000 + 2,28) = 0,0023, или 0,23%.

6. Сколько граммов СаСО3 надо внести в 200 г 30%-го раствора соляной кислоты, чтобы понизить массовую долю HCl в растворе до 20%?

Решение и ответ. Снижение концентрации соляной кислоты при внесении в ее раствор СаСО3 связано с протеканием реакции:

Здесь через х обозначена масса добавленного карбоната кальция, через у – масса прореагировавшего с ним хлороводорода, а через z – масса образовавшегося углекислого газа. При дальнейших расчетах пренебрежем растворимостью СО2 в растворе, будем считать, что он полностью удаляется из раствора. Первоначально в растворе было 200•0,3 = 60 г HCl. После того как у г HCl вступит в реакцию, в растворе останется (60 – у) г хлороводорода. Масса раствора после завершения реакции будет равна (200 + х – z) г. Составляем уравнение, учитывая, что массовая доля HCl в растворе должна быть равна 0,2:

(60 – у)/ (200 + х – z) = 0,2.

С учетом уравнения химической реакции запишем соотношения:

х/100 = у/73 = z/44.

Выразим y и z через x:

y = 0,73x и z = 0,44x.

Подставляем эти выражения для y и z в написанное выше уравнение и получаем:

(60 – 0,73x)/(200 + х – 0,44x) = 0,2.

Решая это уравнение относительно x, находим, что х = 23,75 г.

7. Можно ли назвать раствор с содержанием KОН 3 моль/л разбавленным? Почему?

Ответ. KОН – сильный электролит, и поэтому в 1 л раствора содержится 3 моль ионов K+ и 3 моль ионов OH. Всего 6 моль ионов. Воды в таком растворе приблизительно 1000/18 = 55 моль. Таким образом, на 1 ион в растворе приходится примерно 55/6 = 9 молекул воды. Такое число молекул воды недостаточно для образования полной гидратной оболочки вокруг каждого иона (нужно 20–30 молекул воды), поэтому поведение ионов будет зависеть от присутствия других ионов в растворе. Раствор назвать разбавленным нельзя.

ЛИТЕРАТУРА

1. Бердоносов С.С. Химия: учебник для 8 класса общеобразовательных учреждений. М.: Просвещение, 2002, 192 с.

2. Бердоносов С.С., Менделеева Е.А., Коробкова М.Н. Химия: методические рекомендации: 8–9 классы. Пособие для учителей. М.: Просвещение, 2004, 191 с.

3. Бердоносов С.С., Бердоносов П.С. Справочник по общей химии. М.: АСТ, Астрель, 2002, 285 с.