§6. Лабораторная работа «Гидролиз»
Опыт 1. Определение характера гидролиза.
Налейте в пробирки по 2-3 мл растворов хлорида натрия, карбоната натрия, хлорида цинка и сульфита алюминия. С помощью растворов индикаторов определите реакцию среды, объясните результаты и напишите уравнения соответствующих реакций (в молекулярной и ионной формах)
Опыт 2. Сравнение степеней гидролиза различных солей.
В две пробирки налейте по 2-3 мл 0,05 М растворов карбоната натрия и сульфита натрия. Прибавьте по 2-3 капли раствора индикатора (какого?). Какая соль гидролизуется больше? Пользуясь величинами соответствующих констант диссоциации кислот, вычислите степень
гидролиза и рН растворов. Составьте уравнения гидролиза.
КН2СО3 = 4,5.10-7; КН2SО3 = 1,7.10-2.
Опыт 3. Необратимый гидролиз.
К1-2 мл раствора сульфата алюминия добавить такой же объем раствора соды. Какой осадок образуется? Напишите уравнение гидролиза. Опыт 4. Влияние разбавления на гидролиз.
К1-2 мл раствора нитрата висмута прибавьте по каплям небольшой объем воды до появления мути. Что происходит? Напишите уравнение реакции. Каким способом можно сдвинуть равновесие в сторону уменьшения гидролиза?
Опыт 5. Влияние температуры на гидролиз.
Налейте в пробирки по 3 мл 1н растворов ацетата натрия, хлорида аммония и сульфата аммония. Прибавьте по 3-4 капли универсального индикатора и нагрейте растворы почти до кипения. Как изменится цвет индикатора и рН растворов? Напишите уравнения реакции гидролиза и объясните изменение реакции среды при нагревании.
Опыт 6. Растворение веществ в продуктах гидролиза.
Налейте в пробирки по 3-4 мл раствора хлорида цинка. Определите реакцию среды с помощью индикатора. В раствор опустите кусочек цинка
инагрейте. Какой газ выделяется? Какова роль нагревания? Напишите уравнения реакций
91
ТЕМА 8. КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
Вопросы к занятию:
1.Давление насыщенного пара над жидкостью и факторы, от которых оно зависит.
2.Относительное понижение давления насыщенного пара. Закон Рауля.
3.Криоскопическая и эбулиоскопическая зависимости. Физический смысл их постоянных.
4.Осмос, его механизм. Осмотическое давление с точки зрения термодинамики. Закон Вант-Гоффа.
5.Дать сравнительную характеристику осмотических свойств разбавленных растворов электролитов и неэлектролитов.
6.Рассмотреть изучаемые растворы с точки зрения их биологической значимости (плазмолиз, гемолиз, гипо-, гипер- и изотонические растворы) и практического применения в медицине.
§1. Биологическая значимость растворов. Общие представления о растворах.
Растворы представляют для биологии, физиологии и медицины особый интерес, так как все важные биологические системы (цитоплазма, кровь, лимфа, слюна, моча, пот и др.) являются водными растворами солей белков, углеводов, липидов. Усвоение пищи, транспорт метаболитов, большинство биологических реакций в живых организмах протекают в растворах.
Раствором называется находящаяся в состоянии равновесия гомогенная система переменного состава из двух или более веществ, которая достигла минимальной энергии Гиббса в результате взаимодействия всех ее частиц, за счет всех возможных сил взаимодействия.
Вещества, составляющие раствор, называют компонентами раствора. Для характеристики составных частей раствора используют понятия растворитель и растворенное вещество, хотя эти понятия в известной степени условны. Обычно растворителем считают тот компонент, который в растворе находиться в том же агрегатном состоянии, что и до растворения. Например, в водном растворе глюкозы (твердое вещество) растворителем считается вода. Понятие растворитель и растворенное вещество не применяют по отношению к твердым растворам и газовым смесям, не зависимо от того, в каких соотношениях находятся в этих системах компоненты. По агрегатному состоянию растворы могут быть жидкими, твердыми и газообразными. Например, смеси газов (воздух)
92
являются газообразными растворами; растворы солей в воде – жидкими; сплавы золота с медью, никеля с медью и другие – твердыми растворами.
Растворы веществ с молекулярной массой меньше 5000 г/моль называют растворами низкомолекулярных соединений (НМС), а растворы веществ с молекулярной массой больше 5000 г/моль – растворами высокомолекулярных соединений (ВМС).
По наличию или отсутствию электролитической диссоциации растворы НМС на три класса – растворы электролитов, неэлектролитов и амфолитов.
Растворы электролитов – растворы диссоциирующих на ионы солей, кислот и оснований. Например, растворы KNO3, HCl, KOH.
Растворы неэлектролитов – растворы веществ, практически не диссоциирующих в воде. Например, растворы сахарозы, глюкозы, мочевины.
Растворы амфолитов – растворы веществ, которые могут диссоциировать и по кислотному и по основному типу. Например, растворы Al(OH)3, глицина.
У растворов имеется ряд свойств, называемые коллигативными, которые не зависят от природы растворенного вещества, а зависят только от количества частиц. Для бесконечно разбавленных растворов, состояние которых близко к состоянию идеальных, такими свойствами является осмотическое давление, понижение давления насыщенного пара над раствором, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора, скорость диффузии. Изучение коллигативных свойств разбавленных растворов служит одним из наиболее распространенных способов, определения молярной массы растворенного вещества, а так же его степени диссоциации или показателя ассоциации.
§2. Давление насыщенного пара растворителя над раствором
Французский физико-химик Ф.М.Рауль первым провел измерения, которые позволили сформулировать законы, описывающие влияние растворенного вещества на физические свойства растворителя.
Если в замкнутый сосуд поместить чистый растворитель, например воду, то в этой системе будет протекать два процесса: испарение молекул воды с поверхности жидкости и обратный процесс – конденсация молекул из газовой фазы на поверхности жидкости. Через некоторое время в системе установится динамическое равновесие (∆G = 0), т.е. такое состояние системы, когда число частиц, испаряющихся с поверхности жидкости за единицу времени, равно числу частиц, переходящих в жидкость из газовой среды.
Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют насыщенным. Давление такого пара р0 называют давлением или
93
упругостью насыщенного пара чистого растворителя. При данной температуре давление насыщенного пара чистого растворителя – величина постоянная и является термодинамической характеристикой растворителя.
При повышении температуры давление насыщенного пара над растворителем возрастает в соответствии с принципом Ле Шателье, так как растворение – процесс эндотермический (∆Нисп. > 0).
Каково будет давление насыщенного пара, если в летучий растворитель (вода, спирт) внести не летучее растворяемое вещество (NaCl, сахароза и т.д.)? Концентрация растворителя в образовавшемся растворе, уменьшится число частиц растворителя, переходящих в газовую фазу.
Поэтому давление насыщенного пара над растворителем нелетучего вещества должно стать меньше, чем над чистым растворителем: чем концентрированнее раствор, тем ниже давление пара растворителя над раствором.
Закон Рауля: Давление пара раствора, содержащего нелетучее
вещество, прямо пропорционально молярной доле растворителя:
р Кр х(Х1)
где: р – давление пара над раствором, Па; Кр – константа Рауля, Па; х(Х1)
|
n(Х1) |
|
– молярная доля растворителя х1, равная |
|
, где: n(Х1) – |
|
||
|
n(Х1)+n(Х2) |
|
количество вещества растворителя, моль; n(Х2) – количество растворенного вещества, моль.
При х(Х1) = 1 коэффициент пропорциональности Кр численно равен давлению чистого пара растворителя р0 и равенство принимает вид:
р=р0 х(Х1)
С другой стороны, х(Х1) 1 х(Х2), где: х(Х2) – молярная доля растворенного вещества Х2 . Из этого следует, что
р0-р
р0 =х(Х2),
где: р0 - давление пара над растворителем, Па; р – давление пара растворителя над раствором не летучего вещества, Па; р0-р – абсолютное
р0 -р
понижение давление пара над раствором, Па; – относительное
р0
понижение давления пара над раствором, Па; Данное уравнение отражает другую, более часто применяемую
формулировку закона Рауля: Относительное понижение давления
94
насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего электролита равно молярной доле растворенного вещества.
Для растворов электролитов необходимо учитывать изотонический коэффициент Вант-Гофа (i), т.е.:
р0-р |
= i х(Х |
2 |
) |
|
р0 |
||||
|
|
Закон Рауля точно соблюдается только для идеальных растворов и приближенно для разбавленных реальных растворов: чем разбавленней раствор, тем больше он приближается к идеальному.
Прямыми следствиями понижения давления пара над раствором является изменение температуры замерзания и кипения растворов.
§3. Температура кристаллизации и температура кипения раствора
Любая жидкость при температуре ниже критической может находиться в трех разных агрегатных состояниях: твердом, жидком и парообразном. Между этими состояниями наблюдаются сложные фазовые равновесия, которые включают взаимные обратимые превращения: плавление и замерзание, испарение и конденсацию, сублимацию и конденсацию (рисунок 4).
Пар
|
|
|
Сублимация |
|
Испарение (Т кип.) кип. |
|
|
|
Конденсация
Плавление
Твердое состояние |
|
Жидкое состояние |
|
|
|
Замерзание (Т зам.)
Рис 2. “Фазовое равновесие”
Положение этих фазовых равновесий зависит от температуры и внешнего давления. Переходы жидкости в другие фазовые состояния – парообразное и твердое – характеризуется соответственно температурами кипения и замерзания.
95
Кипение представляет собой фазовый переход, при котором происходит превращение жидкости в пар, при чем пузырьки пара образуются во всем объеме жидкости.
Температурой кипения жидкости называют ту температуру, при которой давление насыщенного пара над раствором равно внешней.
При этой температуре и соответствующем ей давлении насыщенного пара устанавливается равновесие между жидкой и газообразной фазами (скорость испарения равна скорости обратного процесса – конденсации) и обе эти фазы могут существовать в течение длительного времени. Если жидкость –индивидуальное вещество и внешнее давление не меняется, то кипение ее в открытом сосуде происходит при постоянной температуре до тех пор, пока полностью не исчезнет жидкая фаза. Температура, при которой данная жидкость кипит в условиях давления 101,3 кПа, называют
нормальной температурой кипения.
Замерзание (затвердевание) представляет собой фазовый переход, при котором происходит превращение жидкости в твердое вещество, частицы которого (кристаллы) образуются во всем объеме жидкости.
Температурой замерзания (кристаллизации) называют ту температуру, при которой давление насыщенного пара над жидкостью равно давлению насыщенного пара над выпадающими из нее кристаллами твердой фазы.
При этой температуре и соответствующем ей давлении насыщенного пара устанавливается равновесие между жидкой и твердой фазами (скорость кристаллизации равна скорости плавления) и обе эти фазы могут существовать в течение длительного времени. Если жидкость – индивидуальное вещество и внешнее давление остается постоянным, то при ее охлаждении температура будет оставаться постоянной, соответствующей температуре замерзания, до тех пор, пока не произойдет полное затвердевание.
Изучая замерзание и кипение растворов, Рауль установил:
повышение температуры кипения TK и понижение температуры замерзания T3 разбавленных растворов неэлектролитов
прямо пропорционально молярной концентрации раствора:
Tк =Е b(Х),
Tз=К b(Х),
где: b(Х) – моляльная концентрация, моль ; Е и К – эбуллиоскопическая кг
и криоскопическая константы, кг К моль-1.
Физический смысл констант Е и К становиться ясен, если принять b(Х) = 1 моль/кг. Тогда Е = ∆Тк , а К = ∆Тз. иначе говоря,
96