Реферат: Растворы и растворители

В качестве растворителя в количественном химическом анализе в основном используют воду как наиболее доступный и дешевый растворитель, не требующий специальных условий работы с ним (например, вытяжных шкафов, защитной одежды и т.п.), легко поддающийся очистке дистилляцией. В аналитической практике используют дистиллят или бидистиллят воды (т.е. один раз или дважды продистиллированную воду) в зависимости от требуемой по методике анализа чистоты растворителя.

Анализ нерастворимых в воде веществ (например, органических) проводят в неводных средах с использованием неводных растворов кислот, оснований и т.п.

При классификации растворителей прежде всего выделяют характер их участия в процессе кислотно-основного взаимодействия. По этому признаку выделяют апротонные и протолитические растворители.

Молекулы апротонных растворителей не ионизированы, поэтому в кислотно-основных взаимодействиях они ведут себя как химически инертные вещества, не отдавая и не принимая протон, как безпротонные, что отражено в их названии. К апротонным растворителям относят углеводороды, например гексан, бензол и их галогенопроизводные (хлороформ, тетрахлорид углерода и др.)

К протолитическим относят растворители способные к ионизации и отдаче или присоединению протона. Кислотно-основное равновесие в этих растворителях осуществляется с их участием.

Это участие является основой идеей протолитической (протонной ) теории кислот и оснований Бренстеда и Лоури (1927г.). В отличие от теории электролитической диссоциации Аррениуса - Оствальда (1887 г.), в которой растворитель считался инертной средой, с точки зрения протонной теории кислота не выделяет протон самопроизвольно, а участвует в его переносе совместно с основанием, в качестве которого могут быть молекулы растворителя. Согласно протонной теории процесс передачи протона от кислоты к основанию называется протолизом, причем кислотой считают любое вещество, способное отдавать протон, а основанием - его принимать. Ионно-молекулярное равновесие, устанавливающееся после передачи протона, называют протолитическим или кислотно-основным.

Кислотно-основное взаимодействие по этой теории состоит в обратимом переносе протона от кислоты к основанию. В результате такого процесса образуется пара новых частиц, одна из которых опять способна отдавать протон, а другая - его присоединять. Таким образом, кислота оказывается в равновесии с сопряженным основанием, а основание - с сопряженной кислотой:

НА + В НВ⁺ +А^-

^{Кислотаоснование сопряженная сопряженное}

^{кислота основание}

Например, НСN + NaOHH₂ O + NaCN

или в ионном виде НСN + OH^- H₂ O + CN^-

Кислоты и основания, теряющие и приобретающие протоны, называют протолитами. Протолитические растворители, ведущие себя в процессе растворения вещества как кислота, отдавая протон, называют протогенными (от лат. «протонорождающие»). К ним относят жидкие галогеноводороды (HCl, HBr), серную, безводную муравьиную и уксусную кислоты и др. Они увеличивают основные свойства растворенных в них веществ и уменьшают кислотные. Например, слабое основание анилин в среде безводной уксусной кислоты является сильным.

Протофильные (от лат. «протонолюбящие») растворители способны принимать протоны в процессе растворения. Это, например, жидкий аммиак, пиридин, гидразин и др. Они увеличивают кислотность растворенных веществ.

Амфипротонные растворители способны как отдавать, так и принимать протоны (вода, спирты, кетоны, нитрилы и др.). Вещества с такими свойствами называют амфолитами или амфипротонными . С учетом амфипротонных свойств воды кислотно-основное взаимодействие является суммарным результатом следующих процессов передачи протона:

НА + H₂ O  H₃ O⁺ + А^-

В + H₂ O  НВ⁺ +OH^-

НА+ В  НВ⁺ + А^-

Например, взаимодействие циановодородной кислоты со щелочью можно изобразить так:

НСN + H₂ O  H₃ O⁺ + CN^-

OH^- + H₂ O  H₂ O + OH^-

НСN + OH^-  H₂ O + CN^-

Для простоты промежуточные уравнения реакции, показывающие участие воды в установлении кислотно-основного равновесия, опускают, изображая кислотно-основную реакцию результирующим уравнением.

Амфипротонные свойства воды позволили объяснить щелочную среду водных растворов солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой (Na₂ CO₃ , KCN, Na₂ HPO₄ и др.) и кислую среду растворов солей слабых оснований (NH₄ Cl) и многоосновных слабых кислот (NaH₂ PO₄ , KHSO₄ и др.). Их химическое взаимодействие с водой приводит к накоплению в растворе ионов H⁺ или OH^- , определяющих кислотность их среды.

Например КСN + H₂ O  КОH + НCN

или в ионном виде CN^- + H₂ O  OH^- + НCN,

откуда видно, что гидролиз этой соли приводит к щелочной среде раствора КСN. Таким образом, реакция гидролиза - частный случай протолиза.

Обладая амфипротонными свойствами молекулы воды могут вступать во взаимодействие друг с другом, как кислота со щелочью, образуя ион гидроксония H₃ O⁺ и гидроксид - ион OH^- :

H₂ O + H₂ O  H₃ O⁺ + OH^-

Этот процесс называется автопротолизом , он свойственен и другим амфипротонным растворителям.

Для простоты автопротолиз H₂ O записывают в виде диссоциации воды:

H₂ O  Н⁺ + OH^-

По закону действующих масс константа равновесия процесса диссоциации воды равна

Измерениями доказано, что для чистой воды [H₂ O] =55,85моль/л и [Н⁺ ]= [OH^- ]=10^-7 моль/л, следовательно,

К _ДИС (H₂ O) [H₂ O] =[Н⁺ ]  [OH^- ] = const .

Произведение равновесных концентраций ионов воды при данной температуре есть величина постоянная, называемое ионное произведение воды К_W :

К_W = [Н⁺ ][OH^- ] = 10^-14 моль/л .

Понятие о рН и рОН среды раствора

Концентрация ионов водорода в водных растворах изменяется приблизительно от 1 моль/л в 1М растворе сильной кислоты (например, HCl) до 10^-14 моль/л в 1М растворе сильной щелочи (например, NaOH).

--> ЧИТАТЬ ПОЛНОСТЬЮ <--