Реферат на тему растворители

Обновлено: 05.07.2024

Для химической промышленности. H2O используется и в качестве сырьевой базы для получения ценнейших компонентов.

1. Для технологических целей в качестве:

растворителя, среды для проведения некоторых физических и механических процессов;
промывной жидкости для газов;
экстрагента и абсорбента.

2. В качестве теплоносителя в виде горячей воды и перегретого водяного пара и хладоагента.

3. В качестве сырья или реагента для производства разнообразной химической продукции (водорода, ацетилена, минеральных кислот и т.д.).

Масштабы потребления воды химическим производством зависят от типа производимой продукции и колеблются в широких пределах. Так для производства азотной кислоты требуется 200 т воды / т продукции, вискозного волокна – 1200 т / т, аммиака – 1500 т / т, капронового волокна – 2500 т / т.

Колоссальный расход технологической воды с учетом большого объема загрязненных сточных вод требует рационального подхода к ее использованию в химической промышленности.

Эти задачи решают следующими способами:

разработкой научно обоснованных норм расхода на технологические нужды;
максимально полного использования отходов;
заменой, где возможно, водяного охлаждения на воздушное охлаждение;
организацией замкнутых бессточных производств и водооборотных циклов.

Вода как растворитель в неорганической химии

Вода как растворитель играет предельно важную роль далеко не только в плане нашего быта. Исследователи давно говорят, что данное волшебное соединение является основой для образования жизни вообще. И именно поэтому его наличие выступает обязательным условием для существования чего-то более сложного, нежели неживая природа.

Растворимость тех или иных химических элементов напрямую связана с существованием воды, так как она чаще всего выступает той средой, которая преобразует все вокруг себя и создает новые формы органической и неорганической материи.

Вода – сложное вещество, отличающееся многими уникальными характеристиками, которые нельзя встретить больше нигде.

Она способна растворить большую часть существующих в природе комплексных соединений, содержащих в своей структуре молекулы как с положительными, так и отрицательными ионами одновременно.

При проведении так называемых кинетических исследований все растворы также изготавливаются на основе H2O.

Важную роль играет также ее способность выступать одновременно либо донором, либо акцептором частиц водорода, благодаря чему проходят многие химические процессы. Химия говорит нам еще и о том, что вода выступает идеальным растворителем для диссоциирующих соединений.

Интересно отметить, что по причине высокого уровня диэлектрической проницаемости, вода отлично экранирует электрические поля ионов друг от друга. Благодаря этому притяжение противоположно заряженных частиц в воде снижается примерно в 80 раз.

Вот перечень только некоторых веществ такого типа:

К хорошо растворимым относятся: соль, сахар, сода, хлориды, щелочные металлы и нитраты, а также бромиды. Воздух также претерпевает изменения при контакте с жидкой средой. Крахмал полностью растворим, спирт тоже.

Например, при растворении гидроксида калия в воде выделяется теплота:

КОН + хН2О = КОН(Н2О)х; ΔН°раств = 55 кДж/моль.

А при растворении хлорида натрия теплота поглощается:

NaCI + хН2О = NaCI(H2О)х; ΔН°раств = +3,8 кДж/моль.

К средней степени взаимодействия относятся: бертолетова соль, метан, гипс, кислород, азот, другие химические элементы, например, сульфаты, некоторые газообразные вещества.

Есть и такие материалы, которые являются нерастворимыми: сульфид меди, стекло, золото, керосин, серебро, растительный жир и многие другие. Правда, при некоторых условиях даже они не способны устоять от такого мощного воздействия.

При попытке растворить в воде такие вещества,они как правило выпадают в осадок.

Вода как универсальный растворитель в органической химии

Многочисленный класс веществ, хорошо растворимых в воде, включает такие полярные органические соединения, как сахара, альдегиды, кетоны, спирты. Их растворимость в воде объясняется склонностью молекул воды к образованию полярных связей с полярными функциональными группами этих веществ, например с гидроксильными группами спиртов и сахаров или с атомом кислорода карбонильной группы альдегидов и кетонов.

Ниже приведены примеры водородных связей, важных для растворимости веществ в биологических системах. Вследствие высокой полярности вода вызывает гидролиз веществ.

В зависимости от сродства к воде функциональные группы растворяемых частиц подразделяются на гидрофильные (притягивающие воду), легко сольватируемые водой, гидрофобные (отталкивающие воду) и дифильные.

К гидрофильным группам относятся полярные функциональные группы: гидроксильная —ОН, амино —NH2 , тиольная —SH, карбоксильная —СООН.

К гидрофобным — неполярные группы, например углеводородные радикалы: СНз—(СН2)п —, С6Н5 —.

К дифильным относят вещества (аминокислоты, белки), молекулы которых содержат как гидрофильные группы (—ОН, —NH2 , —SH, —СООН), так и гидрофобные группы: (СН3, (СН2)п ,—С6Н5—).

Но воду как правило редко можно увидеть как растворитель в органике.

Первая и очень важная проблема – в воде почти не растворимо подавляющее большинство органических веществ, а реакции все же принято вести в растворах. Кто-нибудь обязательно возразит – в реальной химии полно гетерогенных реакций.

Да просто если обратить внимание на то, что мы делаем в практикуме, нельзя не заметить, что в каждой второй реакционной смеси что-нибудь валяется на дне или плавает, или два слоя в жидкости – ну явно это все не кристально прозрачные настоящие растворы! Но, уверяю вас, реакции идут только тогда, когда реагирующие молекулы могут встретиться, а встретиться молекулам проще всего, если они находятся в одной фазе, сохраняя при этом подвижность. Идеальный тип фазы для этого – жидкость.

В газовой фазе молекулы тоже носятся как угорелые, но их там мало и у них много проблем с тем, что в газовой фазе неоткуда взять необходимую энергию, а еще чаще некуда девать лишнюю энергию, поэтому мы не будем рассматривать реакции в газовой фазе. А в твердой фазе молекулы фактически неподвижны.

Поэтому реакции в подавляющем большинстве случаев (с нашей точки зрения это означает всегда) идут в жидком растворе, и газообразные или твердые вещества вначале обязательно растворяются. Очень часто растворение происходит не полностью (поэтому реагенты в химии часто берут в избытке), или происходит постепенно по мере расходования в реакции, поэтому мы и видим гетерогенные реакционные смеси.

Но какая-то растворимость быть должна, и не очень малая, так как в этом случае реакция будет очень медленной. Вот в воде растворимость очень многих органических соединений настолько мала, что реакции идут, если идут, очень медленно.

Заключение

В данной работе представлены уникальные свойства воды иллюстрирующие красоту этого совершенного вещества, значимость воды для всей живой природы. Вода – колыбель жизни, собственно воде наша планета Земля обязана возникновением и развитием всего живого. Будь вы хоть наиболее богатым человеком на свете все ваше состояние не сможет помочь вам, в том случае, когда вы окажетесь в пустыне и ваш запас воды иссякнет.

Вода – это источник жизни. Вода – это среда обитания для организмов, это пища и лекарство для человека, это движение и двигатель. Её не заменить ни одними сокровищами мира. Охраняя и оберегая воду мы заботимся о своем здоровье и здоровье будущего поколения. Воде дана волшебная сила – быть соком жизни на Земле.

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:

Кислотаоснование сопряженная сопряженное

Например, НСN + NaOHH₂ O + NaCN

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

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:

Например, взаимодействие циановодородной кислоты со щелочью можно изобразить так:

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 - :

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

Для простоты автопротолиз H₂ O записывают в виде диссоциации воды:

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,

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).

следовательно, 14 = рН + рОН, а рН = 14 - рОН.

Буферные растворы

Большинство аналитических реакций в водных растворах проводят при определенных значениях рН. Для поддержания заданного значения рН используют специальные буферные растворы (БР). БР содержат двойные смеси сопряженных кислот и оснований. Приготовленные БР специально вводят в реакционную систему, но БР могут и сами образовываться в ней за счет химических реакций слабых кислот (слабых оснований) или гидролизующихся солей с сильными основаниями (сильными кислотами). БР обладают способностью не изменять заметно рН при их разбавлении, а также препятствовать изменению рН реакционной системы, в которую введен (или образовался) БР, при добавлении к ней небольших количеств сильной кислоты или оснований. Сущность буферного действия БР заключается в том, что его сопряженная кислота может связывать ОН - - ионы, а сопряженное основаниеН + - ионы в молекулы слабого электролита (воду, слабую кислоту или слабое основание). рН системы при этом меняется незначительно. Во всех реакциях один компонент БР вступает во взаимодействие, а другой является ее продуктом (табл. 1.4.2).

Таблица 1.4.2

Буферный раствор и его рН

при добавлении кислоты

при добавлении основания

Ацетатный БР (СН₃ СООН + СН₃ СООNa) pH = 4,7

СН₃ СООNa + HCl = СН₃ СООН + NaCl

Аммиачный БР (NH₄ OH + NH₄ Cl) рН = 9,3

NH₄ Cl + NaОН = NH₄ OH + NaCl

Карбонатный БР (Na₂ CO₃ + NaHCO₃ ) рН = 10,3

Уравнение для вычисления рН БР, состоящих из слабой кислоты НАn и ее соли МАn, можно вывести следующим образом.

Слабая кислота НАn диссоциирует с образованием сопряженного основания Аn - : НАn  Н + + Аn -

Для слабой кислоты концентрацию недиссоциированных молекул можно принять равной концентрации кислоты, т.е. [НАn] = c (НАn). Содержащаяся в БР соль МАn диссоциирует нацело (полностью), поэтому концентрация сопряженного основания Аn - , образовавшегосявследствие диссоциации соли МА, значительно больше, чем вследствие диссоциации слабой кислоты НАn, поэтому можно считать, что[Аn - ] = c (МАn). Подставим полученное в уравнение для К(НАn)

Последняя формула доказывает, что при разбавлении БР его рН не изменяется, так как при этом меняются только значения с(НАn) и с (МАn), а их соотношение сохраняется.

Аналогично для БР, состоящего из слабого основания ВОН и его соли ВА, можно получить

отсюда

Буферирующая способность БР количественно определяется буферной емкостью.

 =  с / рН .

Она соответствует количеству эквивалентов сильной кислоты или сильного основания, которое вызывает изменение на единицу рН БР. Максимальную буферную емкость имеют БР с соотношением компонентов 1:1.

В большинстве случаев  рассчитывается по упрощенной формуле

где с(БР) - общая концентрация компонентов БР при их соотношении 1:1.

Пример. Рассчитайте, как изменится рН 1 л БР, состоящего из 0,1 н. СН₃ СООН и 0,1 н. СН₃ СООNa при добавлении 0,01 моль HCl.

Решение. Общая концентрация БР равна с(БР) = [СН₃ СООН] + [СН₃ СООNa] = 0,1 + 0,1 =0,2 моль/л. По справочнику рК(СН₃ СООН) = 1,75·10 -5 .

Найдем [H + ], pH и  исходного БР до добавления кислоты: [H + ] = 1,75 · 10 -5 · (0,1/0,1) = 1,75 · 10 -5 моль/л. рН = -ℓg1,75 · 10 -5 = = 4,75.

Найдем изменения рН БР после добавления кислоты:

рН = -с/ = - 0,01/0,1151 = - 0,09.

Для качественного химического анализа используют все известные типы реакций: кислотно-основные, окислительно-восстановительные, осаждения, комплексообразования и другие.

Качественный анализ растворов неорганических веществ сводится к обнаружению катионов и анионов. Для этого используют общие и частные реакции. Общие реакции дают сходный внешний эффект (АС) со многими ионами (например, образование катионами осадков сульфатов, карбонатов, фосфатов и т.д.), а частные - с 2-5 ионами. Чем меньше число ионов дают сходный АС, тем селективнее (избирательнее) считается реакция. Реакция называется специфической , когда позволяет обнаружить один ион в присутствии всех остальных. Специфической, например, на ион аммония является реакция:

Аммиак обнаруживают по запаху или по посинению красной лакмусовой бумажки, смоченной в воде и помещенной над пробиркой.

Селективность реакций можно повысить, изменяя их условия (рН) или применяямаскирование. Маскирование заключается в уменьшении концентрации мешающих ионов в растворе меньше предела их обнаружения, например путем их связывания в бесцветные комплексы.

Если состав анализируемого раствора несложен, то его после маскировки анализируют дробным способом. Он заключается в обнаружении в любой последовательности одного иона в присутствии всех остальных с помощью специфических реакций, которые проводят в отдельных порциях анализируемого раствора. Поскольку специфических реакций немного, то при анализе сложной ионной смеси используют систематический способ. Этот способ основан на разделении смеси на группы ионов со сходными химическими свойствами путем перевода их в осадки с помощью групповых реактивов, причем групповыми реактивами воздействуют на одну и ту же порцию анализируемого раствора по определенной системе, в строго определенной последовательности. Осадки отделяют друг от друга (например, центрифугированием), затем растворяют определенным образом и получают серию растворов, позволяющих в каждом обнаружить отдельный ион специфической реакцией на него.

Существует несколько систематических способов анализа, называемых по применяемым групповым реактивам: сероводородный, кислотно-основный, аммиачно-фосфатный и другие. Классический сероводородный способ основан на разделении катионов на 5 групп путем получения их сульфидов или сернистых соединений при воздействии H₂ S, (NH₄ )₂ S, NaS в различных условиях.

Более широко применяемым, доступным и безопасным является кислотно-основный метод, при котором катионы разделяют на 6 групп (табл. 1.3.1.). Номер группы указывает на последовательность воздействия реактивом.

Функция "чтения" служит для ознакомления с работой. Разметка, таблицы и картинки документа могут отображаться неверно или не в полном объёме!

Растворы и растворители. Участие растворителей в кислотно-основном взаимодействии. Протеолитическая теория кислот и оснований. Способы выражения концентрации растворов. Буферные растворы и вычисление их pH 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.

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

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.

Кислотаоснование сопряженная сопряженное

Например, НСN + NaOHH2O + NaCN

или в ионном виде НСN + OH- H2O + CN-

* Данная работа не является научным трудом, не является выпускной квалификационной работой и представляет собой результат обработки, структурирования и форматирования собранной информации, предназначенной для использования в качестве источника материала при самостоятельной подготовки учебных работ.

Растворы и растворители

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

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.

Кислотаоснование сопряженная сопряженное

Например, НСN + NaOHH₂O + NaCN

или в ионном виде НСN + OH - H₂O + CN -

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:

Например, взаимодействие циановодородной кислоты со щелочью можно изобразить так:

НСN + OH - ? H₂O + CN -

Амфипротонные свойства воды позволили объяснить щелочную среду водных растворов солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой (Na₂CO₃, KCN, Na₂HPO₄ и др.) и кислую среду растворов солей слабых оснований (NH₄Cl) и многоосновных слабых кислот (NaH₂PO₄, KHSO₄ и др.). Их химическое взаимодействие с водой приводит к накоплению в растворе ионов H + или OH - , определяющих кислотность их среды.

Например КСN + H₂O ? КОH + НCN

или в ионном виде CN - + H₂O ? OH - + НCN,

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

Для простоты автопротолиз H₂O записывают в виде диссоциации воды:

По закону действующих масс константа равновесия процесса диссоциации воды равна

Измерениями доказано, что для чистой воды [H₂O] =55,85моль/л и [Н + ]= [OH - ]=10 -7 моль/л, следовательно,

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

Этот интервал 10 -14 + ] + ]

следовательно, 14 = рН + рОН, а рН = 14 - рОН.

Таблица 1.4.2

Буферный раствор и его рН

при добавлении кислоты

при добавлении основания

Ацетатный БР (СН₃СООН + СН₃СООNa) pH = 4,7

СН₃СООNa + HCl = СН₃СООН + NaCl

Аммиачный БР (NH₄OH + NH₄Cl) рН = 9,3

Слабая кислота НАn диссоциирует с образованием сопряженного основания Аn - : НАn ? Н + + Аn -

Аналогично для БР, состоящего из слабого основания ВОН и его соли ВА, можно получить

Буферирующая способность БР количественно определяется буферной емкостью.

В большинстве случаев ? рассчитывается по упрощенной формуле

где с(БР) - общая концентрация компонентов БР при их соотношении 1:1.

Пример. Рассчитайте, как изменится рН 1 л БР, состоящего из 0,1 н. СН₃СООН и 0,1 н. СН₃СООNa при добавлении 0,01 моль HCl.

Решение. Общая концентрация БР равна с(БР) = [СН₃СООН] + [СН₃СООNa] = 0,1 + 0,1 =0,2 моль/л. По справочнику рК(СН₃СООН) = 1,75·10 -5 .

Найдем [H + ], pH и ? исходного БР до добавления кислоты: [H + ] = 1,75 · 10 -5 · (0,1/0,1) = 1,75 · 10 -5 моль/л. рН = -?g1,75 · 10 -5 = = 4,75.

Найдем изменения рН БР после добавления кислоты:

?рН = -?с/? = - 0,01/0,1151 = - 0,09.

Качественный анализ растворов неорганических веществ сводится к обнаружению катионов и анионов. Для этого используют общие и частные реакции. Общие реакции дают сходный внешний эффект (АС) со многими ионами (например, образование катионами осадков сульфатов, карбонатов, фосфатов и т.д.), а частные - с 2-5 ионами. Чем меньше число ионов дают сходный АС, тем селективнее (избирательнее) считается реакция. Реакция называется специфической, когда позволяет обнаружить один ион в присутствии всех остальных. Специфической, например, на ион аммония является реакция:

Существует несколько систематических способов анализа, называемых по применяемым групповым реактивам: сероводородный, кислотно-основный, аммиачно-фосфатный и другие. Классический сероводородный способ основан на разделении катионов на 5 групп путем получения их сульфидов или сернистых соединений при воздействии H₂S, (NH₄)₂S, NaS в различных условиях.

Читайте также: