ДОНСКОЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ КАФЕДРА ХИМИИ Растворы Теория

ДОНСКОЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ КАФЕДРА ХИМИИ Растворы. Теория электролитической диссоциации Лекция №

Определение растворов. n n n Раствор - гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов. Раствор состоит из растворенного вещества и растворителя. Растворитель- компонент раствора, существующий в одном агрегатном состоянии с раствором или преобладающий в растворе. Растворы делят на истинные и коллоидные. Состав растворов может изменяться в широких пределах.

Концентрация растворов и способы ее выражения. Концентрация раствора – количество растворенного вещества, содержащееся в определенном количестве раствора или растворителя. Процентная концентрация (массовая доля, ω) – количество граммов растворенного вещества, содержащееся в 100 граммах раствора. Мольная доля (N) – отношение числа молей данного вещества к общему числу молей в растворе.

Способы выражения концентрации растворов. n n Молярная концентрация раствора (См) – количество вещества растворенного в 1000 мл раствора (1 л) (выражается числом молей в одном литре раствора). Нормальная концентрация или эквивалентная (Сн, Сэ) – выражается числом эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора.

Теория электролитической диссоциации В 1887 г. шведский учёный С. Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации для объяснения особенностей поведения водных растворов веществ. Сванте Аррениус (1859 -1927)

их растворы или расплавы ПРОВОДЯТ НЕ ПРОВОДЯТ электрический ток Вид химической связи Ионная или ковалентная сильно полярная Ковалентная неполярная или мало полярная

Cоли Кислоты Щёлочи Na 2 SO 4 , HCl, H 3 PO 4 KOH, Na. OH H 2 SO 4 Ba(OH)2 KCl, Ca(NO 3)2 Газы O 2, N 2 Органические вещества Метан CH 4 Оксиды NO, Na 2 O Ca. O

Основные положения ТЭД Электролиты при растворении распадаются на положительно заряженные ионы – катионы и отрицательно заряженные ионы – анионы. Процесс распада электролита на ионы в растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией.

Причины распада вещества на ионы в расплавах Нагревание усиливает колебания ионов в узлах кристаллической решётки кристаллическая решётка разрушается.

: : Электронная формула воды – Н : О : Структурная формула Н→О Н Н u Пространственное строение H O u Молекула воды является диполем -- + 0 104, 3 H

Причины диссоциации веществ в воде 1. Вода является полярной молекулой диполи воды "вырывают" ионы из кристаллической решётки 2. Вода ослабляет взаимодействие между ионами. Кристаллическая решетка разрушается

Диссоциация ионных соединений

В раствор переходят гидратированные ионы

Диссоциация соединений с ковалентной полярной связью

Образование в результате распада электролитов гидратированных ионов отражается при написании уравнений диссоциации, однако, чаще эти уравнения записывают в более короткой форме

+ - HCl = H + Cl + HNO 3 = H + NO 3 + HCl. O 4 = H + Cl. O 4 Кислоты – это электролиты, которые диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Сильный электролит + H 2 SO 4 H + HSO 4 1 - 2 SO 4 2 + HSO 4 H + 1 2 + H 2 SO 4 2 H + 2 SO 4 Электролит средней силы + H 2 SO 3 H + HSO 3 1 - 2 SO 3 2 + HSO 3 H + 1>> 2 + H 2 SO 3 H + HSO 3 Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Каждая последующая степень протекает хуже предыдущей.

Na. OH = Na+ + OHBa(OH)2 = Ba. OH+ + OH- → Ba 2+ + 2 OHKOH = K+ + OH- Основания – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и анионы гидроксогрупп

Na. Cl = Na+ + Cl. KNO 3 = K+ + NO 3 Al 2(SO 4)3 = 2 Al 3+ + 3 SO 42 - Соли – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла или аммония NH 4+ и анионы кислотных остатков.

Если в молекуле электролита содержатся связи разной полярности, в первую очередь диссоциируют наиболее полярные связи Na. HSO 4 Na+ + HSO 4 - H++SO 4 -2

Количественная характеристика процесса диссоциации n Степень диссоциации – отношение числа распавшихся на ионы молекул к общему числу молекул в растворе.

неэлектролит сильный электролит слабый электролит

При увеличении температуры степень диссоциации электролита увеличивается При увеличении концентрации электролита степень его диссоциации уменьшается

Константа диссоциации Характеризует способность слабого электролита распадаться на ионы

Закон разбавления Оствальда K = α 2 C/ 1 - α α <<1 K~ Вильгельм Оствальд (Ostwald W. F. ) (2. IX. 1853 - 4. IV. 1932) 2 α C Степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора

ПРОТОЛИТИЧЕСКАЯ ТЕОРИЯ И. Н. БРЕНСТЕДА (1923 год) Cоединения, которые в своём составе не содержат ОН ¯ групп NH 3; PH 3; амины; пиридин при растворении в воде образуют ОН ¯ группы NH 3 + HOH NH 4+ + OH¯

ПРОТОЛИТИЧЕСКАЯ ТЕОРИЯ И. Н. БРЕНСТЕДА ОСНОВАНИЯ – вещества, способные присоединять к себе протон водорода КОН + СH 3 СООН H 2 O + CH 3 COOK OH¯ + СH 3 СООН H 2 O + CH 3 COO¯ H 2 O + H+ H 3 O+ CO 32 - + H+ HCO 3¯ PO 43 - + H+ HPO 42 -

ПРОТОЛИТИЧЕСКАЯ ТЕОРИЯ И. Н. БРЕНСТЕДА КИСЛОТЫ – вещества, способные отщеплять протон водорода HCl H+ + Cl¯ HCO 3¯ H+ + CO 32 NH 4+ H+ + NH 3 H 3 O+ H+ + H 2 O PH 4+ H+ + PH 3

Условия протекания реакции ионного обмена Реакции в растворах электролитов протекают до конца если: • Образуется или растворяется осадок Ag. NO 3 + Na. Cl --> Ag. Cl(осадок) + Na. NO 3 • Выделяется газ K 2 S + 2 HCl --> H 2 S(газ) + 2 KCl • Образуется малодиссоциирующее вещество (например Н 2 О) HCl + Na. OH --> Na. Cl + H 2 O

Произведение растворимости (ПР) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

Способы измерения р. Н

Гидролиз солей n n Гидролиз - обменное химическое взаимодействие катионов или анионов соли с молекулами воды в результате которого образуется слабый электролит. Любая соль – продукт взаимодействия основания и кислоты. В зависимости от силы основания и кислоты выделяют четыре типа солей.

Классификация солей

Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой KNO 2 = K+ + NO 2 H 2 O = OH- + H+ KNO 2 + H 2 O = KOH + HNO 2 K+ + NO 2 - + H 2 O = K+ + OH+ HNO 2 - + H 2 O = OH- + HNO 2

Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой Ni. Cl 2 = Ni 2+ + 2 Cl. H 2 O = OH- + H+ Ni. Cl 2 + H 2 O = Ni. OHCl + HCl Ni 2+ + 2 Cl- + H 2 O = Ni. OH+ + 2 Cl- + H+ Ni 2+ + H 2 O = Ni. OH+ + H+

Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой NH 4 CN = NH 4+ + CNH 2 O = OH- + H+ NH 4 CN + H 2 O = NH 3 * H 2 O + HCN NH 4+ + CN- + H 2 O = NH 3 * H 2 O + HCN

Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой не происходит KCl = K+ + Cl. H 2 O = OH- + H+ KCl + H 2 O ≠ KOH + HCl K+ + Cl- + H 2 O K+ + Cl- + OH- + H+ H 2 O OH- + H+

Гидролиз солей Соли, не подвергающ иеся гидролизу Со + Ск Соли, подвергающиеся гидролизу Обратимо, со смещением равновесия Влево Со + Сл. к Сл. о + Ск Необратимо Вправо Сл. о + Сл. к 1. Гидролиз по катиону и по по аниону; катиону; 2. Среда раствора зависит 2. Среда от константы раствора диссоциации щелочная кислотная образующихся при (р. Н >7) (р. Н<7) гидролизе веществ