Способы выражения концентрации растворов Важной характеристикой любого раствора является его состав, который выражается концентрацией. Концентрацией раствора называют количество растворенного вещества, содержащегося в определенном количестве раствора или растворителя.
Процентная концентрация (массовая доля) выражается числом граммов растворенного вещества, содержащегося в 100 г раствора. m (вещества) ω = ---------- 100%, [% или доли от единицы] m (раствора) mр-ра = mв-ва + m. Н О 2 mр-ра = ρ · V Например: 10% раствор содержит 10 г растворенного вещества и 90 г растворителя в 100 г раствора.
Молярная концентрация (молярность), выражается числом молей растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора. m (вещества) С м = ----------- , [моль/л, м] М*V где М – молярная масса вещества (г/моль), V – объем раствора (л) n (число молей)= m / М Пример: 1 м (одномолярный раствор); 0, 1 м (децимолярный раствор).
Моляльная концентрация выражается числом молей растворенного вещества, содержащегося в 1 кг растворителя m (вещества) С м = ----------- , [моль/кг] М * m (растворителя) Нормальная концентрация или нормальность количество эквивалентов растворенного вещества в 1 литре раствора. m (вещества) С н = --------- , [моль/л, н] Э*V Пример : 1 н однонормальный раствор); 0, 1 н (децинормальный раствор)
При разных нормальностях объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям: V 1 / V 2 = С н 2 / С н 1 или С н 1 * V 1 = С н 2 * V 2 Титр – это количество граммов растворенного вещества, содержащиеся в 1 мл раствора m (вещества) Т = ----------- , [г/мл] V
Взаимосвязь между различными видами концентраций 1) См= mв-ва*1000 М*V mв-ва= mв-ва *100 ω= mр-ра С м= ω= См *М*V 1000 ; mр-ра = ρ · V См *М*V*100 1000*V* ρ = См *М 10* ρ ω *10* ρ М Домашнее задание: вывести формулы ω= Сн *Э 10* ρ См * М Сн = Э
Формулы для вычисления концентрации при разбавлении растворов ω1, % * mр-ра, 1= ω2, % * mр-ра, 2 ω1, % * mр-ра= ω2, % ( mр-ра +m ω1, % * V* ρ = ω2, % (V* ρ +V Н 2 О ) Cм, 1 * V 1 = Cм, 2 * V 2 аналогичны формулы и для Сн Cм, 1 * V = Cм, 2 (V +VН 2 О )
Теория электролитической диссоциации (ТЭД) Водные растворы и расплавы некоторых веществ проводят электрический ток. Эти вещества относятся к электролитам (НСl, Na. NO 3, Na. OH). У ионных веществ катионы (+) движутся к катоду, анионы (-) – к аноду, обеспечивая проводимость тока. Вещества, растворы которых электрический ток не проводят – неэлектролиты (раствор сахара в воде, спирты и др. органические вещества). Но электрический ток проводят и многие вещества, связанные ковалентной полярной связью, например, Н-Сl. Эту и другие особенности поведения электролитов объяснил в 1887 г шведский ученый С. Аррениус, с помощью теории электролитической диссоциации.
Основные положения теории электролитической диссоциации. 1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные. Свойства ионов иные, чем у образовавших их атомов. 2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные движутся к катоду и называются катионами, отрицательно заряженные движутся к аноду и называются анионами.
3. Диссоциация – обратимый процесс. Параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциацией) протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциации). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации ставят знак обратимости. Kt. A ↔ Kt+ + A-, для НСl ↔ H+ + Cl-
Для количественной характеристики электролитической диссоциации введено понятие степень диссоциации (Аррениус). Степень диссоциации электролита (α) - это отношение числа молекул, распавшихся в данном растворе на ионы к общему числу его молекул в растворе. α = n / N (100%), где n – число продиссоциировавших молекул, N – общее число молекул растворенного вещества.
Степень диссоциации зависит от: - природы растворителя; - природы растворенного веществ (тип связи, степень полярности) - концентрации раствора (с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации возрастает). - температуры (у сильных электролитов с t α , у слабыхсначала увеличивается и часто проходит через max). - наличия одноименных ионов (по принципу Ле-Шателье одноименные ионы уменьшают степень диссоциации).
В зависимости от α электролиты условно делят на: слабые электролиты (α <3%) -почти все органические кислоты: СН 3 СООН, Н 2 С 2 О 4 и др. -слабые неорганические кислоты: Н 2 СО 3, H 2 Si. O 3, НСN H 3 BO 3, HF, НNO 2 , HCl. O и др. - соли некоторых металлов: Cu. Cl 2, Pb(CH 3 COO)2, Hg. Cl 2, Fe(SCN)3 - Н 2 О, Н 2 О 2 -нерастворимые в воде основания, NH 4 OH электролиты средней силы (3%< α < 30%) -некоторые кислоты: Н 3 РО 4, НСООН, Н 2 SO 3 сильные электролиты (α > 30% , α ~ 100%) -растворимые соли (почти все) -сильные кислоты: HCl, HBr, HJ, H 2 SO 4, HCl. O 4, HMn. O 4, НNO 3, HCl. O 3 и др. -щелочи -комплексные соединения
Силу электролита удобно характеризовать с помощью константы диссоциации (Kд) Kд - это отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул. Для диссоциации слабого электролита Аx. Вy ↔x. А+ + y. В[А+ ]x ·[В-]y Кд = ---------[АВ] Kд характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше Kд, тем больше концентрация ионов в растворе. Kд зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры и не зависит от концентрации.
Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых образуются только катионы водорода HCl ↔ H+ + Cl. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, для каждой ступени существует своя К д: H 3 PO 4 H+ + H 2 PO 4 Kд 1 = ([H+][H 2 PO 4 -]) / [H 3 PO 4] = 7, 1 • 10 -3 Первая ступень: H 2 PO 4 - H+ + HPO 42 Kд 2 = ([H+][HPO 42 -]) / [H 2 PO 4 -] = 6, 2 • 10 -8 Вторая ступень: HPO 42 - H+ + PO 43 Kд 3 = ([H+][PO 43 -]) / [HPO 42 -] = 5, 0 • 10 -13 Kд 1 > Kд 2 > Kд 3 Третья ступень:
Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков. Средние K 2 CO 3 ↔ 2 K+ + CO 32 Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато: Кислые KHCO 3 ↔ K+ + HCO 3 - ↔ H+ + CO 32 Основные Cа. OHCl ↔ Cа. OH+ + Cl. Cа. OH+ ↔ Cа 2+ + OH-
Основания – это электролиты, при диссоциации которых образуются анионы только гидроксидиона Na. OH ↔ Na+ + OHСлабые основания, содержащие более одной гидроксильных групп диссоциируют ступенчато: Cа(OH)2 ↔ Cа. OH+ + OHCа. OH+ ↔ Cа 2+ + OH-
Взаимосвязь между Kд и (для слабых электролитов) : Kд = 2 c / (1 - ), где С- молярная концентрация электролита В случае очень слабых электролитов ( 0, 01) Kд = c • 2 (закон разбавления Оствальда) ПРИМЕР. Вычислите степень диссоциации уксусной кислоты и концентрацию ионов H+ в 0, 1 M растворе, если Kд(CH 3 COOH) = 1, 85 • 10 -5. Решение: -воспользуемся законом разбавления Оствальда: = √ (Kд / С) = √ ((1, 85 • 10 -5) / 0, 1)) = 0, 0136 или = 1, 36% [H+] = • С = 0, 0136 • 0, 1 = 0, 00136 (моль/л)
Ионные реакции в растворах электролитов Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов. Условия необратимости реакций ионного обмена 1. Если образуется осадок ( ) Pb(NO 3)2 + 2 KI Pb. I 2 + 2 KNO 3 (молекулярное уравнение) Pb+2 +2 NO 3 - +2 K+ + 2 I- Pb. I 2 + 2 K++2 NO 3(полное ионное уравнение) Pb+2 + 2 I- Pb. I 2 (сокращенное ионное уравнение)
2. Если выделяется газ ( ) Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 2 Na++CO 32 - +2 H+ +SO 42 - 2 Na++SO 42 -+H 2 O+ CO 2 CO 32 - + 2 H+ H 2 O + CO 2 3. Если образуется малодиссоциированное вещество (H 2 O) Ca(OH)2 + 2 HNO 3 Ca(NO 3)2 + 2 H 2 O Ca+2 + 2 OH- + 2 H+ +2 NO 3 - Ca+2 +2 NO 3 - + 2 H 2 O H+ + OH- H 2 O
4. Если образуются комплексные соединения (малодиссоциированные комплексные ионы) Cu. SO 4 • 5 H 2 O + 4 NH 3 [Cu(NH 3)4]SO 4 + 5 H 2 O Cu+2+SO 42 -+5 H 2 O+4 NH 3 [Cu(NH 3)4]2+ +SO 42 - + 5 H 2 O Cu+2 + 4 NH 3 [Cu(NH 3)4]2+ В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H 2 O) или комплексных ионов реакции обмена обратимы ( ).
Скачать презентацию Способы выражения концентрации растворов Важной характеристикой любого раствора
8. РАСТВОРЫ.ppt