Н.С. Ахметов - Общая и неорганическая химия (1109650), страница 24
Текст из файла (страница 24)
! Н-О: .. Н вЂ” С1 ( Н Н вЂ” Π— Е! 1 Е! ай+ (:С1:! ас1 Н,О ... НС1 ОНт + С1 ОНз ) НзО К+ ОЕ!г ! ОН, Н 1 К' +40 — Н вЂ” в свободный катион катнонный аквакомплекс По этой же причине НС1 хорошо ионизируется в спирте, аммиаке. Напротив, в нитробензоле и других растворителях, не склонных к донорно-акцепторному взаимодействинц НС! на ионы практически не распадается. Ионо-сольваты (ноно-гидраты). Сказанное выше показывает, что при растворении происходит комплексообразование, в результате чего образуются сольватированные комплексы — в водных растворах гидратированные аквакомплексы.
В простейших случаях образование катионных аквакомплексов можно объяснить донорно-акцепторным взаимодействием катиона с молекулами воды, а анионных аквакомплексов —. за счет водородной связи: НОН А: +4Н вЂ” Π— ь НОН... А ..НОН свободный аннан НОН анионный аквакомплекс, Понятно, что аквакомплексы, в свою очередь, гидратированы, т.е. вокруг них координированы молекулы воды за счет водородных связей Координационное число центральных ионов в аквакомплексах в разбавленных растворах (т.е. при достаточном количестве молекул воды) в общем случао соответствует значению характерного координационного числа катиона (акцептора) и аниона (донора). Так, для ионов Ар', Сгз', Сот" координационное число обычно равно шести, а для Веэ" — чотырем. В разбавленных водных растворах.
следовательно, эти ионы находятся в виде гидратированных комплексных ионов типа октаэдрического [А!(ОНз)с1з', тетраэдрического (Ве(ОНз)4]з". '!асто аквакомплексы оказываются столь прочными, что выделяются из растворов в составе кристаллогидратов, например А!С!з 6НзО, ВсС!з 4НзО и т.д. При обычной записи уравнений электрической диссоциации координадионная сфера ионов не указывается и на практике пользуются упрощенными уравнениями, например: А)С!з(р) А!'(р) + 3С! (Р) ВсВОа(р) Всы(р) + НОт (р) Энергетический эффект растворения. При растворонии разрушает,'.
ся связь между молекулами (атомами, ионами) в растворяемом веществе и растворителе, что связано с затратой энергии Одновременно у' протекает процесс комплексообразования (сольватации), т.е. возникают ' ', связи между частицами растворенного вещества и растворителя; он , сопровождается выделением энергии. Общий же энергетический эффект растворения в зависимости от соотношения количеств выделяемой и поглощаемой энергии может быть как положительным, так и отрицательным. При растворении газов и жидкостей теплота обычно выделяется В частности, с выделением теплоты протекает смешение воды и спирта.
При растворении в воде твердых веществ теплота мо„, жет и выделяться — растворение КОН Са(ОН)з — и поглощаться— ,",'., растворение ЯН4ЯОз. Поэтому нагревание по-разному сказывается на 145 их растворимости. Если растворение вещества сопровождается выделением теплоты, то при нагревании его растворимость падает (КОН). Если же вещества растворяются с поглощением теплоты, та нагревание вызывает увеличение растворимости (г1НоХОз). Зависимость растворимости в воде некоторых солей от температуры показана на рис.
76. Двойственная природа жидких растворов. Кроме энергетического эффекта растворение сопровождается также изменением объема. Например, при растворении спирта в воде объем раствора уменьшается примерно на 3,5% по сравнению с общим объемом взятых веществ за счет образования сольватов. При растворении иногда наблюдается и изменение окраски, Например, белый сульфат меди СаЯОо образует водный раствор синего цвета за счет возникновения гидратированных аквакомплексов [Сп(ОНэ)о)з'. Все эти факты (энергетический эффект растворения, изменение объема и окраски при растворении) говорят о том, что жидкие растворы следует рассматривать как химические соединения.
Однако отсутствие у растворов постоянного состава, т.е. определенных соотношений количества растворенного вещества и количества растворителя. сближаег их с механическими смесями. Таким образом, жидкие растворы занимают промежуточное положение между химическими соединениями постоянного состава и механическими смесями. Образование растворов может рассматриваться с двух сторон; физической и химической, и в растворах виднее, чем где-либо, насколько эти стороны естествознания сближены между собой. нас ймолй 46 растворителе нелегучего вещества давление пара растворителя над раствором уменьшается, что вызывает повышение температуры кипения раствора и понижение температуры его замерзания (по сравнению с чистым растворителем). Рассмотрим изменения давления пара с температурой для чистой воды и для водного раствора нелетучего вещества (рис. 77).
Как видно на рис. 77, кривая давления пара раствора лежит ниже кривой давления пара воды. Чистая вода под нормальным атмосферным давлением кипит при 100" С (373, 15 К), так как при этой температуре давление водяного пара равно внешнему давлению. Для того чтобы закипел раствор, давление пара растворителя также должно быть равно атмосферному.
Однако это имеет место при более высокой температуре , чем для чистого растворителя 1 „„. кил Жидкость затвердевает, когда давление ее пара становится равным давлению пара соответствующей твердой фазы. На рис, 77 видно, чта давление пара льда достигается у раствора при более низкой температуре 1 . Понижение температуры замерзания растворов было впервые з' установлено М.В. Ломоносовым (1748) . Исследование свойств разбавленных растворов неэлектралитов показало, что понижение давления пара, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания обусловлены только числом растворенных частиц в определенном объеме данного растворителя и не зависят от природы растворенного вещества. В этом эаключаетсясущность законов Рауля.
В общем виде зависимость понижения температуры замерзания Ыэ и повышения температуры кипения Ык разбавленных растворов ат концентрации неэлектролита можно записать так: Л1э = кэс и = ккс, где дэ и Йк — коэффициенты пропорциональности, зависящие от природы растворителя; с — малярная концентрация растворенного вещества. Коэффициенты пропорциональности йз и 1н называют соответственно криоскоииисской и обулиоскопиисской констонтожи, Их значения для некоторых растворителей приведены ниже: Теослера тура В уравнении для Ы концентрацию можно заменить отношением 146 147 Р и с. 76. Зависимость раствори- мости в воде некоторых солей от температуры Р и с.
77. Зависимость давления пара воды и раствора от темпера- туры Вода Белэол ................... Уксусная кислота .. йз 1,66 5,10 3,90 0,52 2,64 3,10 массы т растворенного воще<гав в 1000 г растворителя к молярной млссе лг этого вещества Тогда Л! = й (т/М). С помощьк~ отой формулы нетрудно подсчитать молярную массу. вещества. Для растворов э:кктролитов понижение тсмпоратуры замерзания и повышение температуры кипения оказываются всегда больше теоретически вычисленных.
Например, для раствора, содержащего в 1000 г воды 1 моль НаС1, пониженис температуры замерзания (л1з = 3,36 С) почти в два !тзв болыне, чем для аналогичных растворов незлектролитов. Этот факт объясняют увеличением числа частиц за счет ионизации злектролиэв В свое время попытки объяснить указанное явление способствонааи выдан,копию Лррониусом гипотезы ионизации, превратившейся долов в одну из важнейших теорий современной химии.
Кислоты и основания. Как мы видели, самоионизация соединений водорода (1! в жидком состоянии происходит с образованием сольватировннных положительных и отрицательных ионов: Н О .. Н,О ОНэ+ ОН НН, Н,Н НН„' + ~Н Растворение ~яких и тех жс соединений в соответствующих средах усиливает либо пх основную. либо кислотную функцию. Например, при растворении в воде НС! и ННО, образуются гидратированные ионы оксонон и голы ттгвун>щие анионы: Н.О .. Нбй = ОН', + С1- Н О .. ННОэ ОНв + НОе Растворение тох жс воще<те в жидком аммиаке сопровождается образование сольватированных иояов аммония и соответствующих ан ионов ХНв ... НС! ННв + С! ННв ...
Н~кО, = НН;+ Н»; Кнк вищю из этих примеров, молекулы НС! и ННОВ отдают протоны, т.е, являнстся кислотными соединениями. Молекулы же растворителя (воды и аммиака! присоединяют протоны, т.о. ведут себя как основныо соединения В результате етого взаимодействия увеличивает- 143 ся концентрация положительных ионов (ОНв — в воде, ХНв — в жидком аммиаке) по сравнению с чистым растворителем. Сказанное позволяет сформулировать следующее частное определение кислот: кислота — это соединение, при растворении котороео увеличивается концепт; рация пололсигпельньек ионов раствотителя.
Увеличение числа ОН -ионов (отрицательных ионов растворителя) в водных растворах происходит, например, при растворении аммиака; .ч Нэ ... НОН ННв + ОН На базе вышесказанного можно дать следующее определение основаниям: основание — это соединенне, при растворении котороео увеличивается концентрация отрицательные ионоо растворителя. Нри взаимодействии кислот и оснований друг с другом образуются молекулы растворителя, т.е. протекает реакция нейтрализации. Например: в воде НзО; КОН + ОНвС! = КС1 + 2Н О в жидком аммиаке ННэ. КННа + х!НвС! = КС! + 2КНв Г Л А В А 3. ГАЗОВОЕ И ДРУГИЕ СОСТОЯНИЯ. ГАЗОВЫЕ РАСТВОРЫ у 1. ГАЗО ВОЕ СОСТОЯ Н И Е Характерная особенность газового состояния заключается в том, что молекулы (атомы) газа не удерживаются вместе, а свободно движутся в объеме, значительно превышающем объем самих частиц. Силы межмолекулярного взаимодействия проявляются, когда молекулы подходят друг к другу на достаточно близкое расстояние.
Слабое межмолекулярное взаимодействие обусловливает малую плотность газов и их основные характерные свойства — стремление к безграничному расширению и способность оказывать давление на стенки сосуда, препятствующие этому стремлению. Состояние газа характеризуется его температурой, давлением и объемом. Газ считается находящимся при нормальных условиях, если его температура 0'С (273,15 К), давление 1,01325 10' Па. Вследствие слабого межмолекулярного взаимодействия при малых давлениях и высоких температурах все типичные газы ведут себя приблизительно одинаково. Но уже при обычных температурах и давлениях начинают проявляться индивидуальности газов.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
