Меню

В каком случае можно обнаружить осмотическое давление раствора

Осмотическое давление (Пример)

Изучение свойств разбавленных растворов показало, что между газообразным состоянием вещества и состоянием его в растворах существует большое сходство.

Как молекулы газа вследствие своего движения занимают наибольший объем, оказывая при этом давление на стенки сосуда, в котором газ заключен, так и молекулы растворенного вещества стремятся занять наибольший объем. Объем газа определяется размерами сосуда, а объем, в котором могут распределяться молекулы растворенного вещества, — объемом, занимаемым раствором.

Если поместить в цилиндр концентрированный раствор какого-нибудь вещества, например раствор сахара, а поверх него осторожно налить слой чистой воды, то постепенно молекулы сахара равномерно распределятся по всему объему жидкости. Это явление, как известно, называется диффузией; диффузия продолжается до тех пор, пока концентрация молекул сахара не станет одинаковой во всех слоях жидкости.

Рис. . Прибор для демонстрации осмотического давления раствора

Равномерное распределение молекул сахара и воды во всем объеме жидкости может происходить двумя путями: или молекулы сахара, оставляя нижний слой воды, переходят в верхний, пока их концентрация в обоих слоях не сравняется, или молекулы воды проникают из верхнего слоя в нижний, пока не перемешаются равномерно с молекулами сахара.

Окончательный результат, очевидно, в обоих случаях будет один и тот же. В действительности выравнивание концентрации идет обоими путями, т. е. происходит как движение молекул сахара в воду, так и движение молекул воды в раствор сахара.

Объяснение эффекта осмоса

Представим теперь, что вода и раствор сахара разделены пористой перегородкой, через которую могут свободно проходить молекулы воды, но не могут проникать молекулы сахара. Подобного рода «полупроницаемая» перегородка может быть получена, например, пропиткой глиняного пористого цилиндра раствором медного купороса с последующим погружением цилиндра в раствор железистосинеродистого калия. В результате такой обработки в порах цилиндра оседает железистосинеродистая медь и стенки цилиндра становятся полупроницаемыми.

Если в обработанный таким образом цилиндр налить раствор сахара и погрузить цилиндр в чистую воду, то выравнивание кон центраций (или, вернее, уменьшение концентрации раствора сахара) будет происходить только вследствие перемещения молекул воды. Последние в большем числе диффундируют в раствор, чем обратно; поэтому объем раствора будет постепенно увеличиваться, а концентрация сахара в нем уменьшаться.

Такая односторонняя диффузия через полупроницаемую перегородку называется осмосом. При достаточном количестве воды переход ее в раствор через полупроницаемую перегородку, строго говоря, должен продолжаться бесконечно, если этому не воспрепятствует какая-нибудь сила, действующая в противоположном направлении.

Возьмем сосуд с полупроницаемыми стенками, переходящий вверху в длинную узкую вертикальную трубку (рис.). Наполним его раствором сахара и погрузим в сосуд с чистым растворителем. Вследствие осмоса объем раствора будет постепенно увеличиваться и раствор начнет заполнять вертикальную трубку.

По мере поднятия уровня раствора в трубке будет создаваться избыточное гидростатическое давление, измеряемое разностью уровней раствора и растворителя и противодействующее проникновению молекул растворителя в раствор. Когда гидростатическое давление достигнет определенной величины, осмос прекратится. Сила, обусловливающая осмос, называется осмотическим давлением раствора. Величина осмотического давления определяется тем внешним давлением на раствор, при котором осмос прекращается .

Явления осмоса играют очень важную роль в жизни животных и особенно растительных организмов. Оболочки клеток представляют собой перепонки, легко проницаемые для воды, но почти непроницаемые для веществ, растворенных в клеточном соке. Проникая в клетки, вода создает в них довольно большое давление, которое слегка растягивает оболочки клеток и поддерживает их в напряженном состоянии.

Вот почему такие мягкие органы растения, как травянистые стебли, листья, лепестки цветов, обладают известной упругостью. Если срезать растение, то вследствие испарения воды через оболочки клеток объем клеточного сока уменьшается, оболочки клеток опадают, становятся дряблыми — растение вянет. Но стоит только начавшее вянуть растение поставить в воду, как начинается осмос, оболочки клеток снова напрягаются и растение принимает прежний вид.

Осмос является также одной из причин, обусловливающих поднятие воды по стеблю растения, рост клеток и многие другие явления.

Первые точные измерения величины осмотического давления, произведенные Пфейфером, привели к установлению двух следую щих положении:

1. Осмотическое давление раствора прямо пропорционально концентрации растворенного вещества.

Открытие расчета давления

В 1886 г. голландский физико-химик Вант-Гофф впервые обратил внимание на полную аналогию между этими положениями и газовыми законами Бойля-Мариотта и Гей-Люссака. Использовав числовые данные, полученные при измерениях осмотического давления, он показал, что величина осмотического давления для разбавленных растворов может быть выражена уравнением, совершенно сходным с уравнением состояния газа

где Р — осмотическое давление, а V — объем раствора, содержащего 1 грам-молекулу растворенного вещества. При этом оказывается, что постоянная R имеет то же самое числовое значение, что и в уравнении газового состояния

Отсюда следует, что закон Авогадро также применим к разбавленным растворам. И действительно, опыт показывает, что эквимолекулярные (т. е. содержащие одно и то же число молекул в 1 л) растворы различных веществ при одинаковой температуре обладают и одинаковым осмотическим давлением. В частности, растворы, содержащие 1 грам-молекулу растворенного вещества в 22,4 л, обладают при 0° осмотическим давлением, равным 1 ат.

Растворы, имеющие одинаковое осмотическое давление, называются изотоническими.

Что такое осмотическое давление

Таким образом осмотическое давление, подобно давлению газа, при неизменном объеме и постоянной температуре зависит только от числа молекул растворенного вещества, но не зависит ни от природы растворенного вещества, ни от природы растворителя.

Если заменить в предыдущем уравнении молекулярный объем V концентрацией С, выраженной в молях на 1 л (V =1/С), то получим более удобное для вычисления осмотического давления выражение:

Закон Вант-Гоффа для разбавленных растворов

Глубокая аналогия между газами и растворами ясно выражена в следующем положении, носящем название закона Вант-Гоффа:

Осмотическое давление раствора равно тому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы оно при той же температуре находилось в газообразном состоянии и занимало объем, равный объему раствора.

Этим законом и выражается сущность теории растворов Вант-Гоффа. Необходимо, однако, подчеркнуть, что, несмотря на полную аналогию числовых зависимостей, механизмы газового и осмотического давлений совершенно различны.

Яков Генрих Вант-Гофф (Jacobus Henricus Van’t Hoff) — один из основоположников современной физической химии, родился в г. Роттердаме (Голландия) 30 августа 1852 г. Окончив техническое училище в Дельфте, он изучал затем химию в университетах Бонна, Парижа и Утрехта. В 1874 г. получил степень доктора математики и натуральной философии в Утрехтском университете.

С 1896 г. и до конца своей жизни Вант-Гофф занимался солевыми равновесиями в растворах.

Вант-Гофф состоял членом-корреспондентом Петербургской Академии наук и с 1898 г. почетным членом Московского Общества испытателей природы.

Закон Вант-Гоффа справедлив только для разбавленных растворов. В концентрированных растворах наблюдаются значительные отклонения от него. Еще большие отклонения обнаруживаются в водных растворах электролитов — веществ, проводящих ток в водном растворе, о чем подробно будет сказано в следующей главе.

Яков Генрих Вант-Гофф (1852—1911)

Благодаря зависимости между молярной концентрацией раствора и его осмотическим давлением можно по величине осмотического давления вычислять молекулярные веса многих веществ, которые не превращаются в газообразное состояние, но легко растворяются в том или ином растворителе.

Наоборот, зная молярную концентрацию раствора, можно рассчитать его осмотическое давление. При расчетах полезно иметь в виду, что осмотическое давление раствора, содержащего в литре 1 моль растворенного вещества, может быть принято равным 22,4 ат (хотя фактически при такой концентрации раствора оно несколько больше).

Читайте также:  Давление столба атмосферы на уровне моря

Пример расчета осмотического давления

Рассчитать осмотическое давление раствора, содержащего в литре 9 г глюкозы.

Молекулярный вес глюкозы 180; следовательно, 9 г составляют 0,05 моля. Так как осмотическое давление пропорционально количеству растворенного вещества, то искомое осмотическое давление (х) находим из пропорции:

Непосредственное измерение осмотического давления представляет довольно большие трудности, но в этом и нет настоятельной необходимости. Как показал Вант-Гофф, осмотическое давление тесно связано с некоторыми другими свойствами разбавленных растворов, сравнительно легко поддающимися измерению, а именно: с понижением давления пара, понижением температуры замерзания, повышением температуры кипения.

Определив любую из этих величин, можно по ней рассчитать и осмотическое давление раствора. Так как все эти величины, подобно осмотическому давлению, изменяются пропорционально числу частиц растворенного вещества, то они также могут быть использованы для определения молекулярного веса растворенных веществ.

Вы читаете, статья на тему Осмотическое давление

Источник

Осмос и осмотическое давление

Как известно, при растворении вещества, даже без перемешивания вследствие диффузии раствор постепенно становится однородным, т. е. его концентрация во всех частях становится одинаковой.
Возьмем случай, когда раствор отделен от чистого растворителя полупроницаемой перегородкой (пергамент, коллодиевая пленка, целлофан и т. п.), как показано на рис. 15. Такие перегородки довольно легко пропускают молекулы растворителя, но не пропускают растворенное вещество. Процесс уравнивания концентраций по обе стороны перегородки осложняется. Растворенное вещество не может проникать через перегородку в растворитель. Возможно только проникновение молекул растворителя через перегородку в раствор. Таким образом, концентрация раствора постепенно будет уменьшаться вследствие разбавления его растворителем.

Процесс проникновения растворителя в раствор через полупроницаемую перегородку называется осмосом. Чем выше концентрация раствора, тем ярче выражен осмос.
Осмос возникает и тогда, когда полупроницаемой перегородкой разделены растворы разной концентрации. По мере проникновения растворителя через полупроницаемую перегородку в раствор, с большей концентрацией объем последнего увеличивается. Поэтому, если поместить раствор в сосуд из полупроницаемой перепонки, присоединив к нему вертикальную трубку, как показано на рис 15, а затем опустить этот сосуд в растворитель, то вследствие увеличения объема раствор будет подниматься вверх по трубке. Образующийся столб жидкости будет создавать определенной величины давление, которое в какой-то момент вызовет прекращение осмоса. Сила, уравновешивающая изнутри раствора давление этого столба жидкости, называется осмотическим давлением. Величина осмотического давления измеряется тем давлением извне, при котором осмос прекращается.

Рис. 15. Прибор для наблюдения явления осмоса. 1 — сосуд с водой; 2 — полупроницаемая перепонка; 3 — трубка для наблюдения возникающего осмотического давления; 4 — раствор.

Стенки растительных и животных клеток представляют собой полупроницаемые перегородки, внутри которых находится протоплазма. Постоянно поддерживаемое в них осмотическое давление обусловливает упругость клеток и тканей.

■ 62. При каких условиях возникает осмос?
63. Что такое осмотическое давление?
64. Какое значение имеет осмос для растительных и животных организмов? (См. Ответ)

Теория электролитической диссоциации

На рубеже XVIII и XIX веков, когда для исследования свойств веществ стали применять электрический ток, было обращено внимание на то, что одни вещества в водном растворе проводят электрический ток, а другие его не проводят. В дальнейшем Фарадей назвал вещества, водные растворы которых проводят электрический ток, электролитами. К их числу были отнесены щелочи, кислоты, соли. Вещества, растворы которых не проводили электрический ток, были названы неэлектролитами (сахар, спирт, бензол и другие органические вещества).
В настоящее время, когда стали известны типы химической связи, оказалось возможным объяснить такое различие в поведении веществ. Явление электропроводности веществ в водных растворах зависит от типа химической связи в молекулах как растворенного вещества, так и растворителя.
Молекула воды, как мы уже говорили, представляет собой диполь (см. стр. 32—34). Если в воде растворить вещество, молекула которого имеет ионный тип связи и потому кристаллическая решетка его тоже ионная, диполи воды ориентируются к положительным ионам своими отрицательными полюсами, а к отрицательным ионам — положительными полюсами (рис.16.а). Между ионами и диполями воды нарастают силы электростатического притяжения и возникают своеобразные связи, которые, в конце концов, расчленяют ионную кристаллическую решетку на отдельные ионы, окруженные диполями воды,

поэтому их называют гидротированными ионами. Примерно то же происходит, если в воде растворяют вещество с полярными молекулами, например хлористый водород (см. рис. 16,б). Вместе с тем, если молекулы растворенного вещества построены по ковалентному неполярному типу связи, то никаких ионов в растворе не образуется, так как неполярные молекулы не испытывают со стороны молекул воды такого воздействия, как молекулы ионные и полярные. В основном по ковалентному неполярному типу построены молекулы большинства органических веществ. Поэтому органические вещества, как правило, не являются электролитами!

Рис. 16. Схема диссоциации хлорида натрия в воде (а) и диссоциация полярных молекул HCl в воде (б)

Таким образом, электролитами могут быть только такие вещества, молекула которых построена по ионному, или полярному, типу связи атомов в молекуле. Помимо этого, молекулы растворителя также должны иметь полярное строен и е. Только при таких условиях можно ожидать распада молекул на ионы.
Распад молекул электролита на ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией.
• Определение электролитической диссоциации запишите в тетрадь.
Слово «диссоциация» означает «обратимый распад». Если раствор электролита упарить, то мы снова получим этот же электролит в том же количестве, что и до растворения, так как произойдет обратный процесс — моляризация.

■ 65. Чем отличается электролит от неэлектролита по типу химической связи и по поведению в растворе?
66. Почему для процесса электролитической диссоциации необходимо, чтобы растворитель имел дипольные молекулы, а электролит—ионный или полярный характер химической связи?
67. Почему вещества с неполярными молекулами не могут быть электролитами?
68. Сформулируйте, что такое электролитическая диссоциация. Выучите определение наизусть.
60. Чем отливается процесс моляризации от диссоциации? (См. Ответ)

Диссоциацию электролитов в растворе впервые объяснил в 1887 г. шведский ученый Арреннус. Он сформулировал основные положения теории, которая была им названа теорией электролитической диссоциации,
Основные положения этой теории следующие.

1 Все вещества, растворы которых проводят электрический ток (электролиты), под действием растворится распадаются на положительно и отрицательно заряженные частицы — ионы.
2. Если через раствор пропускать постоянный электрический ток, то положительно заряженные ионы будут двигаться к отрицательному полюсу — катоду, поэтому они называются катионами. Отрицательно заряженные ионы будут перемещаться к положительному полюсу — аноду, поэтому они называются анионами. Общий заряд катионов в растворе равен общему заряду анионов, поэтому раствор всегда бывает электронейтральным.
3. Ионы и атомы одних и тех же элементов весьма отличаются друг от друга по свойствам. Например, ионы меди имеют синюю окраску, которой обязан своим цветом медный купорос, а свободная медь — это металл красного цвета. Атомы натрия реагируют с водой, выделяя из нее водород и образуя щелочь, тогда как ионы натрия с водой практически не реагируют.
Ионы хлора бесцветны, неядовиты, не имеют цвета и запаха, что видно при рассматривании того же раствора хлористого натрия, а сам хлор —это зеленовато-желтый
ядовитый газ с характерным резким запахом.
• Запишите в тетрадь основные положения теории.
Для того чтобы при написании отличить атом от иона, у иона справа вверху указывают знак заряда и его величину. Например: атом натрия — Nа, а ион натрия — Na+ (читается: «однозарядный катион натрия»); атом меди — Сu, а ион меди — Сu 2+ (читается: «двухзарядный катион меди»); атом алюминия — Аl, а ион алюминия — Аl 3+ (читается: «трехзарядный катион алюминия»), атом серы — S, а ион серы — S 2- ; (читается: «двухзарядный анион серы»), атом хлора Сl, а ион хлора Сl — , и т. д.

Читайте также:  У кого было низкое давление при беременности на ранних сроках

■ 70. Что такое ионы?
71. Чем ионы отличаются от нейтральных атомов?
72. Какие ионы называются катионами, какие—анионами и почему?
73. Как отличить в записи ион от нейтрального атома (приведите примеры)?
74. Назовите следующие ионы: Fe 2+ , Fe 3+ , К + , Вr — . (См. Ответ)

Диссоциация оснований, кислот и солей

Мы уже говорили, что на ионы могут распадаться только соединения, молекулы которых построены по ионному или полярному типу связи, рассматривая это на примере NaCl и НСl. Что касается неполярных молекул, то они в водных растворах на ионы не распадаются.
Однако нередко встречаются вещества, в молекулах которых наблюдаются оба типа связи, например в молекуле едкого натра NaOH металл натрий связан с гидроксилом ионной связью, а водород с кислородом — ковалентной. В молекуле серной кислоты H24 водород с кислотным остатком связан полярной связью, а сера с кислородом — ковалентной неполярной. В молекуле нитрата алюминия Al(NO3)3 алюминий связан с кислотным остатком ионной связью, а атомы азота с атомами кислорода—ковалентной. В таких случаях распад молекулы на ионы происходит по месту ионной или полярной связи. Ковалентные связи остаются недиссоциированными.
Из сказанного следует, что ионами могут являться не только отдельные атомы, но и группы атомов. Например, гидроксил при диссоциации образует один анион ОН-, который так и называется гидроксил-ион. Кислотный остаток SO4 образует двухзарядный анион — сульфат-ион. Заряд каждого иона определяется его валентностью.

Теперь можно рассмотреть, на какие ионы диссоциируют разные классы неорганических веществ. Подобно уравнениям химических реакций, уравнения диссоциации также можно записывать. Например, распад на ионы едкого натра записывают так:
NaOH = Na + + ОН —
Иногда вместо знака равенства в таких уравнениях ставят знак обратимости ⇄ чтобы показать, что диссоциация — процесс обратимый и при удалении растворителя может протекать в обратную сторону.
Гидроокись кальция диссоциирует так:
Са(ОН)2= Са 2+ + 2OН —
(индекс, указывающий число гидроксильных групп, становится коэффициентом).
Для проверки правильности записи следует подсчитать суммарный положительный заряд катионов и суммарный отрицательный заряд анионов. Они должны быть равны по абсолютной величине. В данном случае сумма положительных зарядов +2, а отрицательных -2. Из сказанного возникает определение оснований в свете теории электролитической диссоциации.

Основаниями являются такие электролиты, которые диссоциируют в растворе с образованием только катиона металла и анионов гидроксила.

• Запишите определение оснований в тетрадь.

■ 75. Напишите уравнения диссоциации следующих оснований, проверив предварительно по таблице растворимости, являются ли они электролитами: гидроокись бария, гидроокись железа, гидроокись калия, гидроокись стронция, гидроокись цинка, гидроокись лития.
Распад на ионы кислот происходит там, где имеет место полярная связь, т. е. между атомом водорода и кислотным остатком. (См. Ответ)

Например, процесс диссоциации азотной кислоты выражается уравнением:
HNO3 = Н + + NO3
У двух- и более основных кислот диссоциация протекает ступенчато, например у Н2СO3:
Н2СO3 ⇄ Н + + НСОз — (первая ступень) НСО3 ⇄ Н + + CO 2 3 — (вторая ступень)
Ступенчатую диссоциацию иногда изображают в виде непрерывного равенства.
Н2СO3 ⇄ Н + + НСО3 — ⇄ 2Н + + СO 2 3
При ступенчатой диссоциации распад по ступеням сильно уменьшается, а на последней ступени он обычно очень небольшой.
Таким образом, кислотами являются электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием в качестве катионов только ионов водорода.

• Запишите в тетрадь определение кислот.

■ 76. Напишите уравнения диссоциации следующих кислот: серной, фосфорной, сероводородной, сернистой, соляной. В случае двух- и более основных кислот уравнения пишите по ступеням. (См. Ответ)

Характер диссоциации оснований и кислот зависит от радиуса и заряда иона, образующего основание или кислоту.
Радиус иона Na + больше радиуса иона Н + , поэтому электронные оболочки кислорода сильнее притягивают ядро водорода, чем ядро натрия. Следовательно, при диссоциации быстрее должна разрываться связь Na-OН. Чем больше радиус иона, образующего гидроокись, при одном и том же заряде, тем легче происходит диссоциация.
В одной и той же подгруппе гидроокись металла большим зарядом атомного ядра и, следовательно, с большим ионным радиусом будет диссоциировать сильнее.

■ 77. Пользуясь периодической системой элементов Д. И. Менделеева, укажите, какое из оснований будет диссоциировать сильнее: Mg(OH)2 или Sr(ОH)2. Почему? (См. Ответ)

В случае близких величин радиусов ионов, образующих гидроокись (или кислоту), характер диссоциации зависит от величины его заряда. Так, поскольку заряд иона кремния в кремниевой кислоте H2SiО3 — Si(+4), а иона

хлора в хлорной кислоте НСlO4 — Сl(+7), то последняя сильнее. Чем больше положительный заряд иона, тем сильнее он отталкивает положительный ион водорода. Происходит диссоциация по типу кислот.
Амфотерность гидроокиси бериллия (II период) объясняется своеобразным равновесием между силами отталкивания водородного иона и его притяжением ионом бериллия.

■ 78. Почему в III периоде периодической системы Д. И. Менделеева гидроокись магния проявляет основные свойства, гидроокись алюминия — амфотерные, а сера образует кислоту? Объясните это, сравнив заряды и радиусы ионов магния, алюминия, серы. (См. Ответ)

Поскольку в молекулах солей между атомами металла и кислотным остатком имеет место ионная связь, соли диссоциируют соответственно с образованием катионов металла я анионов кислотного остатка, например:
Al2(SO4)3 = 2Аl 3+ + 3SO 2 4
Исходя из этого, солями называют электролиты, образующие при диссоциации в качестве катионов ионы металла, а в качестве анионов — ионы кислотного остатка.

■ 79. Напишите уравнения диссоциации следующих средних солей: фосфата натрия, нитрата магния, хлорида алюминия, силиката калия, карбоната натрия, сульфида калия, нитрата меди (II), хлорида железа (III). (См. Ответ)

Диссоциация кислых, основных и других солей протекает несколько иначе, о чем будет сказано ниже.

Степень диссоциации

Электролитическая диссоциация — процесс обратимый. Следовательно, одновременно с образованием ионов идет противоположный процесс — соединение ионов в молекулы. Между ними устанавливается равновесие. Чем разбавленнее раствор, тем полнее происходит диссоциация. О полноте диссоциации судят по величине степени диссоциации, обозначаемой буквой α.
Степень диссоциации — это отношение числа диссоциированных молекул n к общему числу молекул N растворенного вещества, выраженное в процентах:

•Формулу и определение степени диссоциации запишите в тетрадь

Другими словами, степень диссоциации показывает, какой процент растворенных молекул распался на ионы.
В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Чем больше степень диссоциации, тем сильнее электролит.
По величине распада на ионы различают электролиты сильные, средние, слабые.
Сильные электролиты, например HNО3, НСl, H2SO4, едкие щелочи и все соли диссоциируют почти нацело (на 100%), Вместе с тем к сильным электролитам относят и те, у которых α > 30%, т. е. более 30% молекул распалось на ионы. Средние электролиты, например Н3РO4 и H2SO3, имеют степень диссоциации в пределах от 2 до 30%. Слабые электролиты, например NH4OH, H2CO3, H2S диссоциируют плохо: α
Сравнение степени диссоциации разных электролитов, производят в растворах одинаковой концентрации (чаще всего 0,1 н.), так как степень диссоциации сильно зависит от концентрации раствора.
На величину степени диссоциации влияет природа самого растворенного вещества, растворителя и ряд других внешних воздействий. Таким образом, когда говорят «сильная кислота» или «сильное основание», имеют в виду степень диссоциации вещества в растворе. В этом случае речь идет об этих веществах как электролитах. От степени диссоциации того или иного вещества зависит его поведение в химической реакции и ход самой реакции.

Читайте также:  Давление данной массы идеального газа увеличилось в 2 раза

■ 80. Что характеризует степень диссоциации α? (См. Ответ)

81. Начертите в тетради таблицу:

Классификация электролитов по степени диссоциации
Сильные электролиты

(α >30%)

Средние электролиты

(α от 2 до 30%)

Слабые электролиты

На основании прочитанного текста приведите в каждой графе не менее двух примеров. 82. Что означают выражения «сильная кислота», «слабое основание»?

Реакции обмена между электролитами. Ионные уравнения

Поскольку электролиты в растворах распадаются на ионы, то и реакции электролитов должны происходить между ионами.
Взаимодействие ионов в растворе называется ионной реакцией.
• Запишите формулировку в тетрадь.
С участием ионов могут протекать как обменные, так и окислительно-восстановительные реакции. Рассмотрим обменные реакции электролитов в растворе, например взаимодействие между двумя солями:
NaCl + AgNO3 =AgCl↓ + NaNO3
Хлорид натрия и нитрат серебра как сильные электролиты диссоциируют на ионы:
NaCl ⇄ Na + + Cl —
AgNO3 ⇄ Ag + + NO3
поэтому левую часть равенства можно записать в таком виде: Na + + Cl — + Ag + + NO3 — =
Рассмотрим полученные в результате реакции вещества: AgCl вещество нерастворимое, поэтому оно не будет диссоциировать на ионы, a NaNO3 — соль растворимая, прекрасно диссоциирует на ионы по схеме
NaNO3 ⇄ Na + + NO3

NaNO3 — сильный электролит, поэтому правая часть равенства пишется так:
… = Na + + NO3 — + AgCl Уравнение в целом будет иметь следующий вид:
Na + + Cl — + Ag + + NO3 — = Na + + NO3 — + AgCl
Такое уравнение называется полным ионным уравнением. Сокращая в этом уравнении подобные члены, получаем сокращенное ионное уравнение
Ag + + Cl — = AgCl
Итак, последовательность составления ионного уравнения.
1. Написать в ионном виде формулы исходных продуктов (тех, которые диссоциируют).
2. Написать в ионном виде формулы полученных продуктов (тех, которые диссоциируют).
3. Проверить, совпадает ли по абсолютной величине общее число положительных и отрицательных зарядов ионов в левой части равенства, а затем в правой.
4. Проверить, совпадает ли число одноименных ионов в левой и правой части равенства (учитывая атомы, входящие в состав недиссоциирующего вещества).
На этом составление полного ионного уравнения заканчивается.
• Запишите последовательность составления ионного уравнения в тетрадь.
5. Для составления сокращенного ионного уравнения следует найти в левой и правой частях уравнения подобные члены с одинаковыми знаками и исключить их из уравнения, а затем записать полученное сокращенное ионное уравнение.
Приведенное сокращенное ионное уравнение выражает сущность не только этой реакции. Напишем несколько уравнений реакций, например:
1) НСl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3
Н + + Cl — + Ag + + NO3 — = H + + NO3 — + AgCl↓

2) BaCl2 + 2AgNO3 = Ba(NO3)2 + 2AgCl↓
Ba 2+ + 2Cl — + 2Ag + + 2NO3 — = Ba 2+ + 2NO3 — + 2AgCl↓
Ag + + Cl — = AgCl
3)AlCl3 + 3AgNO3 = Al(NO3)3 + 3AgCl↓
Al 3+ + 3Cl — + 3Ag + + 3NO3 — = Al 3+ + 3NO3 — + 3AgCl
Ag + + Cl — = AgCl
Во всех приведенных примерах сокращенное ионное уравнение получается одно и то же. Это обстоятельство играет очень важную роль в аналитической химии для качественного анализа.
Могут быть случаи, когда в результате реакции образуется вода (малодиссоциирующее вещество)
Са(ОН)2 + 2НСl = СаСl2 + 2Н2O
Са 2+ + 2OН — + 2Н + + 2Сl — = Са 2+ + 2Сl — + 2Н2O
H + + OH — = H 2 O
или выделяется газ
Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + Н2О + CO2↑

2H + + CO 2 3 — = H2O + CO2
Как известно, существуют условия протекания до конца реакций обмена: 1) если образуется осадок, 2) если выделяется газ и 3) если образуется вода. Все эти условия с позиции теории электролитической диссоциации можно сформулировать так: реакции обмена протекают до конца, если в результате реакции образуются недиссоциирующие или малодиссоцицрующие вещества.
В тех случаях, когда оба полученных вещества хорошо диссоциируют, реакция обратима, например:
2КСl + Na2SO4 ⇄ 2NaCl + K2SO4

2К + + 2Сl — + 2Na + + SO 2 4 — ⇄ 2Na + + 2Cl — + 2K + + SO 2 4
Сокращенного ионного уравнения здесь, разумеется написать нельзя

■ 83. Какие реакции называются ионными? (См. Ответ)
84. Как составляются полное ионное и сокращенное ионное уравнения?
85. Составьте молекулярные, полные ионные и сокращенные ион-ные уравнения следующих реакций:
а) хлорид хрома (III) + нитрат серебра;

б) хлорид железа (III) + едкий натр;
в) сульфид натрия + соляная кислота
г) гидроокись кальция + азотная кислота;
д) хлорид натрия 4- нитрат свинца;
е) нитрат бария + сульфат натрия;
ж) сульфат алюминия + едкое кали;
з) хлорид бария + сульфат марганца;
и) фосфат натрия + хлорид кальция.
86. Составьте ионные уравнения реакции укажите, какие из них будут обратимы и почему:
а) едкий натр + хлорид калия;
б) сульфат железа (III)4- хлорид бария;
в) хлорид магния + нитрат натрия;
г) нитрат железа (III) + едкое кали;
д) хлорид цинка + едкий натр;
е) сульфат натрия + хлорид меди (II)
87. Укажите, могут ли находиться в растворе одновременно ионы:
а) Ва 2+ и SO 2 4 — ;
б) Са 2+ и Mg 2+ ;
в) Сu 2+ и ОН — ;
г) Fe3+ и SO 2 4 — ;
д) S 2- и Na + ;
е) PO 3 4 — и Mg 2+ .
88. Напишите несколько уравнений реакций нейтрализации и выведите для них общее сокращенное ионное уравнение.
89. С помощью каких веществ можно осуществить следующие реакции:
а) Са 2+ + СО 2 3 — → СаСО3
б) Fe 2+ + 2OН — → Fe(OH)2
в) ЗСu 2+ + 2PO 3 4 — → Cu3(PO4)2 (См. Ответ)

Большое значение имеют реакции ионного обмена, протекающие между электролитом и сложным, нерастворимым органическим веществом, в состав которого входит ион, способный обмениваться на другой, содержащийся в растворе электролита . Пропуская раствор электролита через такое вещество, называемое ионнообменником или ионитом, можно освободиться от нежелательных ионов, содержащихся в растворе. На этом основаны некоторые способы очистки воды, устранения ее жесткости. Для этой цели применяются как природные, так и приготовленные искусственным путем ионнообменники. Природные ионнообменники играют важную роль в почвенных процессах.
Знание поведения электролитов в растворах, а также электронные представления о строении атомов и молекул позволяют по-новому рассматривать свойства оснований кислот и солей.

Источник

Диагностика и виды давления © 2021
Все права сохранены © 2020. Информация, опубликованная на сайте, носит исключительно ознакомительный характер и не является рекомендацией к применению. Обязательно проконсультируйтесь с вашим лечащим врачом. Внимание! Материалы могут содержать информацию, предназначенную для пользователей старше 18 лет. 18+

Adblock
detector