РАСТВОРЫ Лекция 9 -10 1 Общая характеристика

РАСТВОРЫ Лекция 9 -10

1. Общая характеристика растворов • Раствор – это однородная система, • • состоящая из двух и более компонентов. Условно один из компонентов раствора называется растворителем, другие – растворенными веществами. Одним из самых распространенных растворителей является вода H 2 O.

Растворы газообразные жидкие твердые В дальнейшем в курсе будут рассматриваться жидкие растворы.

Соотношение компонентов в растворе определяется концентрацией. 1) молярная концентрация (молярность) СМ – 2) число молей растворенного вещества, 3) содержащихся в 1 литре раствора. 4) [СМ] = моль/л n – количество вещества (моль), V – объем (л), М(р. в. ) – молярная масса растворенного вещества.

2) молярная концентрация эквивалентов(нормальность) СН – число молей эквивалента растворенного вещества, содержащихся в 1 литре раствора. [СН] = моль/л n. Э – количество вещества эквивалента (моль), V – объем (л), МЭ(р. в. ) – молярная масса эквивалента растворенного вещества.

3) процентная концентрация С% – масса растворенного вещества, содержащегося в 100 г раствора.

4) моляльная концентрация (моляльность) Сm – число молей растворенного вещества, приходящихся на 1 кг растворителя. [Сm] = моль/кг mр-ля – масса растворителя, выраженная в граммах.

По способности проводить электрический ток различают 2 типа растворов – § растворы электролитов (проводят электрический ток), § растворы неэлектролитов (не проводят электрический ток).

2. Электролитическая диссоциация Молекулы электролитов при растворении распадаются на ионы – положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Раствор в целом электронейтрален. Различные вещества диссоциируют по-разному. Степень диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул.

По величине степени диссоциации электролиты делятся на группы: α < 0, 03 (< 3%) - слабые электролиты, 0, 03 < α < 0, 3 (< 30%) - электролиты средней силы, α > 0, 3 (> 30%) - сильные электролиты. Диссоциация характеризуется константой равновесия, которая называется константой диссоциации Кд АВ А+ + В -

3. Диссоциация кислот, оснований, солей Кислоты – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы только вида Н+. HCl H+ + Cl- Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, на каждой ступени отщепляется один ион Н+ , поэтому число ступеней диссоциации – это число атомов Н в кислоте (основность).

Например, H 3 PO 4 I ступень H 3 PO 4 H+ + H 2 PO 4 - II ступень H 2 PO 4 - H+ + HPO 42 -

III ступень HPO 4 2 - H+ + PO 43 - Полная диссоциация H 3 PO 4 3 H+ + PO 43 -

Основания – электролиты, при диссоциации которых образуются анионы только вида ОН-. КОН К+ + ОНОснования диссоциируют ступенчато, на каждой ступени отщепляется одна гидроксогруппа ОН- , поэтому число ступеней диссоциации – это число ОНгрупп в основании. Например, Ва(ОН)2 I ступень Ва(ОН)2 Ва. ОН+ + ОНII ступень Ва. ОН+ Ва 2+ + ОНПолная диссоциация Ва(ОН)2 Ва 2+ + 2 ОН-

Соли – сильные электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и анионы кислотных остатков (исключение – соли аммония NH 4+). Fe. Cl 3 Fe. Cl 2+ + Cl- ; Kд 1 = 25 Fe. Cl 2+ + Сl- ; Kд 2 = 0, 8 Fe. Cl 2+ Fe 3+ + Cl- ; Kд 3 = 0, 2 Кд близки, поэтому можно считать диссоциацию солей одноступенчатой и полной, т. е. Fe. Cl 3 Fe 3+ + 3 Cl-

4. Ионные реакции обмена Это реакции между сложными веществами, в которых они обмениваются составными частями. Эти реакции протекают без изменения степени окисления с. о. Ионные реакции обмена записывают в 3 строчки: 1) молекулярная форма; 2) полная ионная форма; 3) сокращенно-ионная форма.

При написании уравнений в ионной форме все сильные электролиты расписывают на ионы, нельзя расписывать: 1) осадки (таблица растворимости), 2) слабые электролиты (например, Н 2 О ), 3) неэлектролиты (например, газы).

I. • • Оксиды Являются либо - осадками (Fe. O), - слабыми электролитами (Н 2 О), - неэлектролитами , т. е. газами (СО 2). Не расписывать на ионы

II. Соли • Все растворимые в воде соли – сильные электролиты. Расписывать все соли, кроме осадков

III. Основания • Все растворимые в воде основания (щелочи) – сильные электролиты, кроме NH 4 OH Расписывать все основания, кроме осадков и NH 4 OH

IV. Кислоты • Многие кислоты – слабые электролиты, • • их нельзя расписывать на ионы. Сильные электролиты: HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , H 3 PO 4. Слабые электролиты : HF, H 2 S, HNO 2 , CH 3 COOH SO 2 H 2 SO 3 H 2 CO 3 H 2 O Осадок: H 2 Si. O 3 CO 2 H 2 O

Реакции обмена идут до конца, если в правой части образуется: 1) осадок, 2) слабый электролит, 3) неэлектролит.

Примеры 1)Образование осадка v 2 Fe(NO 3)3 + 3 Na 2 S = Fe 2 S 3 + 6 Na. NO 3 v 2 Fe 3+ + 6 NO 3 - + 6 Na+ + 3 S 2 - = Fe 2 S 3 + 6 Na+ + 6 NO 3 v 2 Fe 3+ + 3 S 2 - = Fe 2 S 3

2) Образование неэлектролита (газа) v Mg. CO 3 + 2 HCl = Mg. Cl 2 + H 2 CO 3 CO 2 H 2 O v Mg. CO 3 + 2 H+ + 2 Cl- = Mg 2+ + 2 Cl- + CO 2 + H 2 O v. Mg. CO 3 + 2 H+ = Mg 2+ + CO 2 + H 2 O

3) Образование слабого электролита v 2 KOH + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2 H 2 O v 2 K+ + 2 OH- + 2 H+ + SO 42 - = 2 K+ + SO 42 - + 2 H 2 O v 2 OH- + 2 H+ = 2 H 2 O v. OH- + H+ = H 2 O

5. Произведение растворимости Ag. Cl (к) Ag. Cl (р) Ag+ + Cl- При Т=const количество Ag. Cl в растворе неизменно, т. к. соль очень плохо растворяется в воде, поэтому

В общем случае Am B n m. An+ + n. Bm. Произведение растворимости ПР – это произведение концентрации ионов в степенях, равных их коэффициентам в уравнении диссоциации. ПР не зависит от концентрации. ПР определяется, как и константа равновесия, природой веществ и температурой. ПР – это справочная величина. Для однотипных труднорастворимых веществ: чем больше ПР, тем больше растворимость вещества.

6. Электролитическая диссоциация воды Вода – слабый электролит, диссоциирует по схеме: H 2 O H+ + OHВидно, что вода – амфотерный электролит. Возьмем 1 литр воды, ρ=1 г/мл, m(H 2 O) = ρ∙V= 1 г/мл∙ 1000 мл = 1000 г.

КW – ионное произведение воды, это константа, не зависящая от концентрации ионов, она зависит только от температуры.

Водородный показатель р. Н это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода. 1) чистая вода H 2 O H+ + OH-

р. Н=7 - нейтральная среда 2) раствор кислоты > среда кислая

р. Н<7 – среда кислая 3) раствор щелочи > среда щелочная

р. Н>7 – среда щелочная Кислая среда Щелочная среда p. H 0 7 Нейтральная среда 14