Фото РАСТВОРЫ СОСТОЯНИЕ ОТДЕЛЬНЫХ КОМПОНЕНТОВ ГОРНЫХ ПОРОД В РАСТВОРАХ. - презентация

1 Фото

2 РАСТВОРЫ СОСТОЯНИЕ ОТДЕЛЬНЫХ КОМПОНЕНТОВ ГОРНЫХ ПОРОД В РАСТВОРАХ

3 1.Классификация дисперсных систем. Растворы, их характеристики. Вода. Растворение как физико- химический процесс. Растворимость веществ. 2.Свойства растворов. Осмос, законы Рауля. Электролиты и неэлектролиты. 3.Теория электролитической диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Состояние сильных электролитов в растворах. 4.Произведение растворимости, растворение горных пород. Водородный показатель. Гидролиз солей План

4 Дисперсные системы Дисперсные системы – гетерогенные системы, в которых в одном веществе (дисперсионной среде) распределено (диспергированно) в виде очень мелких частиц другое вещество (дисперсная фаза).

5 Классификация дисперсных систем (по степени дисперсности) Системаr, смПримеры Грубодисперсныеr > Взвеси Гетерогенные системы Тонкодисперсные (коллоидные) > r > Молоко Гели, золи Гомогенные системы (растворы) r < CuSO 4 в воде

6 Классификация дисперсных систем (по агрегатному состоянию) Т( фаза )-Т( среда ) Твердые р-ры Тв.золи (рубин) Ж-Т Твердая эмульсия (жемчуг) Г-Т Твердая пена (пемза) Н 2 в Pd Т-Ж Взвеси, золи (глина в воде) Истинные р-ры Ж-Ж Эмульсии (молоко) Жидкие р-ры Г-Ж Пена (мыльная пена) О 2 в воде Т-Г Аэрозоли (дым) Ж-Г Аэрозоли (туман) Г-Г Газовые смеси

7 Туман (Ж-Г)

8 Истинные растворы в природе (Т-Ж)

9 Растворы Растворы - однофазные системы переменного состава, состоящие из двух и более компонентов

10 Растворитель - компонент, агрегатное состояние которого не меняется при образовании раствора. В случаях систем Т-Т, Ж-Ж, Г-Г - растворитель - компонент, количество которого больше. Определения

11 Вода как растворитель Н 2 О Покрывает примерно ¾ поверхности Земли (примерно т), составляет 60-70% от массы тела человека, 90% вещества растений. ПродуктыСодержание, масс % Помидоры95 Яблоки84 Рыба82 Мясо (говядина)64

12 Вода в атмосфере (облака)

13 Вода (лед) в атмосфере

14 Ледники

15 Реки, озера

16 Мировой океан

17 Вода – хороший растворитель для многих веществ. Свойства воды: уголковая молекула с ковалентными связями; молекулы полярные; = 1 г/см 3 ; Т пл = 0 0 С; Т кип =100 0 С; молекулы образуют межмолекулярные Н-связи.

18 Взаимная растворимость веществ

19 Растворимость газа в жидкости Г + Ж раствор + Q Принцип Ле Шателье: увеличение р ; увеличение t С = kp (закон Генри), где C - концентрация газа в растворе; p - парциальное давление газа; k - коэффициент.

20 Растворимость жидкости в жидкости Ж 1 + Ж 2 раствор Принцип Ле Шателье: р – не влияет на равновесие; увеличение t (как правило) -ограниченная и неограниченная р-римость, -несмешивающиеся жидкости, -«Подобное растворяется в подобном»

21 Растворимость твердого в-ва в жидкости Растворение - физико-химический процесс, включающий в себя: 1) разрушение кристаллической решетки; 2) сольватаци ю (гидратацию); 3) диффузи ю.

22 Растворимость твердого в-ва в жидкости

23 Опыт. Образование кристаллогидрата сульфата меди(II) CuSO 4 – бесцветный; CuSO 45Н 2 О – голубого цвета

24 Растворимость твердого в-ва в жидкости,

25 G = H - T S При растворении S > 0. H может быть или >0 или H

26 Растворимость твердого в-ва в жидкости

27

28 Растворимость твердого в-ва в двух несмешивающихся жидкостях. Экстракция K = С 1 /С 2 (при t = const), где К - коэффициент распределения Опыт. Экстракция йода хлороформом I 2 - вода - хлороформ. К =130. Следовательно, хлороформом можно экстрагировать йод из воды

29 Характеристики растворов Ненасыщенные и насыщенные растворы Концентрированные и разбавленные растворы Форма выражения концентрации: Массовая доля (w), процентная концентрация; Молярная концентрация (М, С м, моль/л) Моляльная концентрация (m, моль/1000 г растворителя) Нормальная концентрация (N, С н, моль экв/л) Мольная доля Коэффициент растворимости (растворимость) (г/100 г воды)

30 СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

31 При изучении свойств растворов было открыто несколько законов: осмотического давления, законы Рауля. Эти законы отражают коллигативные свойства растворов, то есть свойства, определяющиеся числом частиц растворенного вещества в растворе.

32 ОСМОС Осмос - односторонняя диффузия через полунепроницаемую перегородку (мембрану).

33 ОСМОС 1 – Сосуд с водой 2 – Сосуд с полупроницаемыми стенками 3 - трубка

34 ОСМОС Р осм = (С, t 0 ), Р осм (природы в-ва и природы р- рителя). Вант-Гофф (1886, Голландия) для разбавленных растворов неэлектролитов Р осм = С М RT или Р осм V = RT, где С М - мольная концентрация (моль/л); R = 8,31 Дж/моль К; Т - температура, К; Р - давление, кПа.

35 Понижение давления пара растворителя над раствором (I закон Рауля) р 1 = N 1 p 0, где р 1 - давление насыщ. пара над р-ром; N 1 - мольная доля р-рителя; p 0 - давление насыщ. пара над чистым р-рителем.

36 Понижение давления пара растворителя над раствором (I закон Рауля) р = р 0 - р 1 = р 0 - N 1 р 0 = (1 - N 1 )р 0 = = N 2 p 0 = р 0 где: n 1 - количество р-рителя; n 2 - количество р-ренного в-ва; N 2 - мольная доля в-ва

37 Понижение давления пара растворителя над раствором (I закон Рауля)

38 Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора по сравнению с растворителем (II закон Рауля) t к(р-ль) - t к(р-р) = t крист = Km K - криоскопическая постоянная; m - моляльная концентрация раствора (моль/1000 г р-рителя); t кип = Em E - эбулиоскопическая постоянная

39 1 моль вещества в 1000 г воды повышает t кип на 0,52К. КЕ Вода1,860,52 Бензол 5,12,57 Этанол -1,16 Пример

40 Вывод Величины осмотического давления (Р осм ), понижения давления насыщенного пара р-рителя над р-ром ( р/р 0 ), понижение температуры замерзания ( t крист)., повышение температуры кипения ( t кип ) раствора зависят только от числа частиц вещества в растворе и не зависят от природы растворенного в-ва.

41 Вещества по своим свойствам в растворах делятся на 2 группы: а) вещества (неэлектролиты), для растворов которых выполняются законы Вант-Гоффа и Рауля; их растворы не проводят электрический ток; б) вещества (электролиты), для растворов которых не выполняются законы Вант-Гоффа и Рауля; их растворы проводят электрический ток.

42 Поведение электролитов в растворах описывается теорией электролитической диссоциации (повторить самостоятельно, Н.Л.Глинка. Общая химия. ## 81-83, 86-88)

43 НЕКОТОРЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ И ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

44 Диссоциация и ионизация кислот и оснований

45 Ступенчатая диссоциация a) HCl = H + + Cl - (К = 10 7 ) б) H 2 SO 4 = H + +HSO 4 - (К 1 = 10 3 ) HSO 4 - H + +SO 4 2- (К 2 = ) ______________________________ H 2 SO 4 2H + +SO 4 2- в) H 2 СO 3 H + +HСO 3 - (К 1 = 4, ) HСO 3 - H + +СO 3 2- (К 2 = 4, ) ______________________________ H 2 СO 3 2H + +СO 3 2-

46 степень диссоциации электролитов - степень диссоциации; n - число диссоциированных молекул; N - общее число молекул в растворе. 0<

47 степень диссоциации электролитов = 1 - сильные электролиты (щелочи, HCl, HNO 3, H 2 SO 4, растворимые соли); < 1 - слабые электролиты (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 3 PO 4, органические кислоты, HCN, NH 4 OH).

48 Пример HCl = H + + Cl - = 1,00 (0,1 моль/л, 20 0 С); CH 3 COOH H + + CH 3 COO - 0,013 (0,1 моль/л, 20 0 С).

49 К д слабых электролитов CH 3 COOH H + + CH 3 COO - С- С С С К д = = = С 2 К д = С 2 Закон разбавления Оствальда

50 Константы диссоциации некоторых слабых электролитов Электроли т КдКд КдКд HNO H 2 CO 3 K 1 4, K 2 4, H 2 SO 3 K K H 2 SiO 3 K K H2SH2SK K CH 3 COOH H 3 PO 4 K K K NH 4 OH

51 Состояние сильных электролитов в растворе Для сильных электролитов экс 1. Причина - взаимное влияние (тормозящее действие) положительно и отрицательно заряженных ионов. [KCl], моль/л 0,010,112, % 94,286,275,671,2

52 Состояние сильных электролитов в растворе Активность - эффективная (условная) концентрация электролита, соответственно которой он действует в химических реакциях. а = С а - активность; - коэффициент активности. Коэффициент активности f зависит от ионной силы раствора (I) и заряда ионов (z).

53 Состояние сильных электролитов в растворе Ионная сила раствора I = 0,5 (С 1 z С 2 z …+С i z i 2 ) Пример. Ионная сила раствора, содержащего 0,1 моль/л NaCl и 0,1 моль/л ВaCl 2. I = 0,5 (0, , ,3 (-1) 2 ) = 0,4

54 Состояние сильных электролитов в растворе Коэффициенты активности ионов f при различных ионных силах растворов Iz ±1±1±2±2±3±3 0,050,840,500,21 0,10,810,440,16 0,20,800,410,14

55 ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ (ПР). РАСТВОРЕНИЕ ГОРНЫХ ПОРОД

56 ПОНЯТИЕ О ПР Кристаллизация ОСАДОК РАСТВОР Растворение

57 ПОНЯТИЕ О ПР AgCl(тв) Ag + (р-р) + Cl - (р-р) По закону действия масс: К р = ; AgCl Const ПР (AgCl) = К р AgCl = Ag + Cl - В общем виде: А а В в (тв) аА в+ (р-р) + вВ а- (р-р) ПР (АаВв) = А в+ а В а- в

58 УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ И РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ В насыщенном р-ре: Ag + Cl - = ПР (AgCl) В ненасыщенном р-ре: Ag + Cl - < ПР (AgCl) В пересыщенном р-ре: Ag + Cl - > ПР (AgCl)

59 УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Для создания условий растворения осадка (получения ненасыщенного раствора) необходимо понизить концентрацию ионов (одного или обоих), образующих малорастворимое вещество

60 УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 1а «Связывание» одного из ионов в слабый электролит Mg(OH) 2 (тв) Mg OH - Mg(OH) 2 + 2NH Cl - Mg Cl - + 2NH 4 OH

61 УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 1б «Связывание» одного из ионов в слабый электролит Fe(OH) 3 Fe OH - Fe(OH) 3 + 3Н + + 3Сl - Fe Cl - + 3H 2 O

62 УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 2 «Связывание» одного из ионов в газообразное вещество CaCO 3 Ca 2+ + CO 3 2- CO H + CO 2 + H 2 O CaCO 3 + 2HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O

63 УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ «Связывание» одного из ионов в газообразное вещество FeS Fe 2+ + S 2- S H + H 2 S FeS + 2HCl FeCl 2 + H 2 S

64 УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 3 «Связывание» одного из ионов в комплексное соединение с малой константой нестойкости AgCl Ag + + Cl - Ag + + 2NH 3 Ag(NH 3 ) 2 + AgCl + 2NH 3 Ag(NH 3 ) 2 Cl Раствор

65 УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 4a «Связывание» одного из ионов в менее растворимое соединение Ag 2 CrO 4 2Ag + + CrO 4 2- ; коричневый ПР(Аg 2 CrO 4 ) = 4, ; Аg + * = 2s = моль/л ПР = (2s) 2 s = 4s 3 ; s =.

66 УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 4б «Связывание» одного из ионов в менее растворимое соединение AgCl Ag + + Cl - ; белый ПР(AgCl) = 1, ; Аg + = = 1, моль/л

67 УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 4в «Связывание» одного из ионов в менее растворимое соединение Ag 2 S 2Ag + + S 2- ; черный ПР(Ag 2 S) = ; Аg + = 2s моль/л

68 УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 4в «Связывание» одного из ионов в менее растворимое соединение Результат: Ag 2 CrO 4 AgCl Ag 2 S

69 УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ОСАДКОВ Осадок образуется при создании условия перенасыщенного раствора

70 УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ОСАДКОВ Пример 1. Имеется смесь BaCl 2 и CaCl 2 с концентрацией обеих солей 0,1М. Какое вещество выпадает в осадок первым при добавлении раствора H 2 SO 4, если ПР(BaSO 4 ) = 1, ; ПР(CaSO 4 ) = 1, ?

71 УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ОСАДКОВ Пример 1. 1) Найдем SO 4 2-, необходимую для образования осадка ВaSO 4 из 0,1М р-ра BaCl 2. ПР(BaSO 4 ) Ba 2+ SO SO 4 2- > = (моль/л)

72 УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ОСАДКОВ Пример 1. 2) Найдем SO 4 2-, необходимую для образования осадка СaSO 4 из 0,1М раствора СaCl 2. ПР(СaSO 4 ) Сa 2+ SO 4 2- SO 4 2- > = = 1, (моль/л)

73 УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ОСАДКОВ Пример 1. Вывод Так как SO 4 2- для образования осадка СаSO 4 должна быть в 10 6 раз больше, чем для образования осадка ВаSO 4, вначале образуется осадок ВаSO 4.

74 Определение растворимости (s, моль/л) из величины ПР 1) AgCl Ag + + Cl - s s s ПР( AgCl ) = Ag + Cl - = s s = s 2 ; s = 2) Ag 2 CrO 4 2Ag + + CrO 4 2- s 2s s ПР( Ag 2 CrO 4 ) = Ag + 2 CrO 4 2- = (2s) 2 s = 4s 3 ; s =.

75 ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ (рН)

76 Вода - слабый электролит НОН Н + + ОН - К р = ; Н 2 О С(Н 2 О) = = 55,55 моль/л К р Н 2 О =К w = Н + ОН - (ионное произведение воды); = ; = -lg = 14.

77 Вода - слабый электролит В воде Н + = ОН - = = моль/л. Водородный показатель: рН = -lg Н + = -lg = 7.

78 Среда Н +, моль/л pH Нейтральная Н + = ОН Кислая Н + > ОН - > (напр ) < 7 (напр. 5) Щелочная Н + < ОН - < (напр ) > 7 (напр. 10) рН + рОН = 14

79 Индикаторы - вещества, изменяющие цвет при изменении среды (рН) раствора

80 ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

81 Гидролиз - взаимодействие катионов или анионов соли (или тех и других) с водой, которое приводит к образованию слабого электролита

82 1) HCl + NaOH NaCl + HOH H + + OH - HOH Равновесие сдвинуто вправо практически полностью б) CH 3 COOH + NaOH CH 3 COONa + HOH CH 3 COOH + OH - CH 3 COO - + HOH Равновесие Гидролиз – реакция, обратная по отношению к реакции нейтрализации

83 «Правила» гидролиза При гидролизе соли: на гидролиз одного иона приходится одна молекула воды; в обычных условиях гидролиз идет практически только по первой ступени, гидролиз может идти до конца только (а) при высокой температуре и (б) при большом разбавлении.

84 ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА 1.Соль образована сильным основанием и сильной кислотой Na 2 SO 4 + HOH 2Na + + SO HOH Гидролиз не идет, слабый электролит не образуется. Среда нейтральная, рН = 7

85 ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА 2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой NH 4 Cl + HOH NH 4 OH + HCl NH Cl - + HOH NH 4 OH + H + + Cl - NH HOH NH 4 OH + H + Гидролиз идет Среда кислая, рН < 7

86 ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА 2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой Al 2 (SO 4 ) 3 + HOH 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4 2Al SO HOH 2AlOH H + + 3SO 4 2- Al 3+ + HOH AlOH 2+ + H + Гидролиз идет Среда кислая, рН < 7

87 ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА 3. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH 2Na + + CO HOH HCO Na + + OH - CO HOH HCO OH - Гидролиз идет Среда щелочная, рН > 7

88 ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА 4. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой 4.1 Соль не растворима в воде CuS + HOH Гидролиз не идет

89 ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА 4.Соль образована слабым основанием и слабой кислотой 4.2 Соль в растворе не существует Al 2 S 3 + 6HOH 2Al(OH) 3 + 3H 2 S Гидролиз идет полностью, до конца

90 ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА 4.Соль образована слабым основанием и слабой кислотой 4.3 Соль растворима в воде a)(NH 4 ) 2 CO 3 + HOH NH 4 HCO 3 + NH 4 OH 2NH CO HOH HCO NH 4 OH + NH 4 + б) NH 4 HCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NH 4 OH NH HCO HOH H 2 CO 3 + NH 4 OH Гидролиз идет по ступеням,полностью, до конца, среда примерно нейтральная, рН около 7

91 Особые случаи гидролиза 1) SbCl 3 + HOH SbOHCl 2 + HCl Sb 3+ + HOH SbOH 2+ + H + 2) SbOH 2+ + HOH Sb(OH) H + SbO + H 2 O SbOHCl 2 + HOH SbOCl + HCl + H 2 O

92 Особые случаи гидролиза 1) 2Na 2 SiO 3 + 2HOH 2NaHSiO 3 + 2NaOH 2SiO HOH 2HSiO OH - 2)2HSiO 3 - Si 2 O H 2 O Na 2 SiO 3 + HOH Na 2 Si 2 O 5 + 2NaOH

93 КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ ГИДРОЛИЗА Степень гидролиза h =

94 КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ ГИДРОЛИЗА Константа гидролиза К г = или или

95 Связь между степенью гидролиза и константой гидролиза К г = Сh 2 h =

96 K г 1 (К 2 СО 3 ) = = 2, K г 2 (К 2 СО 3 ) = = 2, К г 2 « К г 1

97 Усиление гидролиза Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH 2Na + + CO HOH HCO Na + + OH - CO HOH HCO OH - - разбавление; - нагревание Опыт. Гидролиз FeCl 3 при нагревании

98 Ослабление гидролиза Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH 2Na + + CO HOH HCO Na + + OH - CO HOH HCO OH - - добавление щелочи (кислоты)

99 Взаимное усиление гидролиза 3Na 2 S + 2AlCl 3 + 6HOH = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl