Растворы гомогенные системы состоящие из двух или более

Растворы гомогенные системы, состоящие из двух или более компонентов, состав которых можно изменять в некоторых пределах без нарушения однородности жидкие твердые газообразные Раствор = растворитель + растворенное вещество

Классификация дисперсных систем Дисперсные системы Размеры частиц дисперсной системы Грубодисперсн 10 -3… 10 -5 см ые (10… 0, 1 мкм) (суспензии, взвеси) Тонкодисперсные 10 -5… 10 -7 см (коллоидные (0, 1… 0, 001 растворы) мкм) Молекулярнодисперсные ~10 -8 см Устойчивость и гомогенность системы Неустойчивы, гетерогенны Довольно устойчивы, микрогетерогенн ы Весьма устойчивы,

Дисперсные системы Дисперсионна Дисперсная я среда фаза Газ газ жидкость твердое тело газ жидкость Жидкость твердое тело газ Твердое тело жидкость твердое тело Примеры газовые смеси (воздух) туманы, облака пыль, дым, порошок аэрозоли пена эмульсии (молоко, мази, нефть), суспензии, пасты, (глина в воде) кремы, взвеси твердые пены (пенопласты, пемза, пеностекло) твердые эмульсии (вода в парафине, жемчуг), влажные грунты, почвы сплавы, минералы, бетон, композиционные материалы

Растворение сложный физико-химический процесс. фазовый переход сольватация Нф. п. > 0, Sф. п. > 0 Hсольв. < 0, Sсольв. < 0 H = Hф. п. + Hсольв. S = Sф. п. + Sсольв. Растворение – самопроизвольный процесс ( G < 0) Объемные эффекты растворения: 1 л С 2 Н 5 ОН + 1 л Н 2 О = 1, 93 л (25 ºС)

Схема гидратации растворенного вещества

Катион в полярном растворителе а – зона сольватированного иона в б a б – зона деструктурированн ого растворителя в – структура растворителя

Коллигативные свойства растворов – свойства, которые зависят только от концентрации растворенного вещества, от природы вещества не зависят. Идеальные растворы – разбавленные растворы, при образовании которых тепловой и объемный эффекты равны нулю (приближение – растворы неэлектролитов)

Давление насыщенного пара над чистым растворителем и раствором чистый растворитель раствор нелетучего вещества испарение конденсация vиспарения= vконденсации vиспарения < vконденсации

Понижение давления насыщенного пара над раствором Первый закон Рауля: Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества Давление пара над раствором:

Фазовая диаграмма чистого растворителя и раствора чистый растворитель раствор ΔР ΔТзам ΔТкип

Повышение температуры кипения Температура кипения раствора выше, чем температура кипения чистого растворителя

Понижение температуры замерзания Температура замерзания раствора ниже, чем температура кипения чистого растворителя

Осмос – самопроизвольный процесс перехода молекул растворителя через полупроницаемую мембрану, разделяющую растворы с разными концентрациями растворенного вещества

Осмотическое давление ( ) равно силе, которую нужно приложить на единицу поверхности мембраны, чтобы предотвратить проникновение молекул растворителя из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией Закон Вант-Гоффа:

Электролиты вещества, расплавы и растворы которых проводят электрический ток πопыт i= πтеор ΔPопыт = ΔРтеор Δt кип. опыт = Δt кип. теор Δt зам. опыт = Δt зам. теор i – изотонический коэффициент – учитывает увеличение количества частиц в растворе из-за диссоциации

Электролитическая диссоциация распад электролитов на ионы при растворении в воде или расплавлении – степень диссоциации слабые < 3 % средние 3 < < 30 % сильные > 30 % H 2 S, HCN, H 2 Si. O 3, гидроксиды dметаллов H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 C 2 O 4, HCOOH HCl, HI, HBr, H 2 SO 4, HNO 3, щелочи - связь степени диссоциации с изотоническим коэффициентом

Слабые электролиты KA K+ + A– – закон разбавления Оствальда

Слабые электролиты Вещество Кд СН 3 СООН 1, 75*10– 5 HCN 7, 9*10– 10 H 2 SO 3 (I) 1, 58*10– 2 NH 4 OH 1, 79*10– 5

Диссоциация кислот Кислоты диссоциируют в воде на анион кислотного остатка и катион водорода H 3 PO 4 H+ + H 2 PO 4– К 1 = 7, 11∙ 10– 3 H 2 PO 4– H+ + HPO 42– К 2 = 6, 34∙ 10– 8 HPO 42– H+ + PO 43– К 3 = 4, 4∙ 10– 13

Диссоциация оснований Основания диссоциируют на катион металла и гидроксид–ион Fe(OH)3 Fe(OH)2+ + OH– Fe(OH)2+ Fe 3+ + OH–

Автопротолиз воды H 2 O + H 2 O H 3 O+ + OH– или H 2 O H+ + OH– [H 2 O]=1000 г : 18 г/моль = 55, 6 моль/л. Тогда Кдисс ∙ 55, 6 = [H+][OH–] = Kw – ионное произведение воды Kw = [H+][OH–] =10– 14

Реакция среды Нейтральная среда: [H+] = [OH–] = 10 -7 моль/л Кислая среда: [H+] > 10 -7 моль/л; [OH–] < 10 -7 моль/л Щелочная среда: [H+] < 10 -7 моль/л; [OH–] > 10 -7 моль/л р. Н = – lg[H+] Кислая р. Н < 7 Щелочная р. Н > 7 Нейтральная р. Н = 7 р. Н + р. ОН = 14

Расчет р. Н кислот и оснований Задача 1. р. Н раствора сильного электролита Рассчитайте р. Н раствора азотной кислоты концентрацией 0, 001 М. Задача 2. р. Н раствора слабого электролита Вычислить р. Н 0, 0025 М раствора аммиака.

Константы кислотности Вещество Ка H 2 CO 3 4, 26*10– 7 HCO 3– 4, 68*10– 11 H 3 PO 4 7, 24*10– 3 H 2 PO 4– 6, 16*10– 8 HPO 42– 4, 57*10– 13