Виды растворов по фазовому состоянию растворителя 1 газообразный 2

Виды растворов по фазовому состоянию растворителя: 1)газообразный, 2) твердый, 3)жидкий.

Жидкие растворы. По исходному фазовому состоянию растворяемого вещества делятся: 1) Газ в жидкости – раствор СО 2 в воде; 2) Жидкость в жидкости – раствор кислоты; 3) Твердое вещество в жидкости – растворы солей.

Теплота растворения вещества равна: Qраств= Q 2 – Q 1 - энергия, необходимая для разрушения структуры растворенного вещества; Q 2 -энергия, выделяющаяся при взаимодействии растворителя и растворенного вещества.

Коллигативные свойства растворов. Свойства растворов, которые зависят от концентрации и практически не зависят от природы растворенных веществ коллигативными или коллективными.

Первый закон Рауля Р 1= Р 0 N 1 Давление насыщенного пара над раствором равно его давлению над чистым растворителем, умноженному на мольную долю растворителя. (Р 0 - Р 1)/Р 0 = N 2 Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества в растворе.

Второй закон Рауля. Повышение температуры кипения или уменьшения температуры кристаллизации раствора пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества. Δtкип = Сm*Е Е – эбулиоскопическая константа растворителя (из справочника) Δtзам = Сm*К К – криоскопическая константа растворителя (из справочника) Сm = mр. в. *1000/Мр. в. *mр-ля

Осмотическое давление Росм = См*RT Росм. V = n*R*T - закон Вант-Гоффа.

Осматическое давление -это давление, которое создавало бы растворенное вещество в объеме раствора V, если бы его молекулы были в газообразном состоянии.

Ионизация – процесс образования ионов под действием растворителя. Диссоциация – это процесс разделения под действием растворителя ионов, уже имеющихся в растворяемом веществе.

Если процесс сольватации останавливается на стадии молекулярной диссоциации, то система является раствором не электролита. Если процесс сольватации протекает до стадии электролитической диссоциации, то система является раствором электролита.

Степень диссоциации - отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул a= Сдисс/Со Электролиты делятся на две группы. 1) Сильные электролиты - электролиты, у которых = 1 и почти не зависит от концентрации раствора. 2) Электролиты, степень диссоциации которых в растворе меньше 1 и уменьшается с ростом концентрации, называются слабыми электролитами.

Сильные электролиты Диссоциируют: а) необратимо б) одноступенчато.

Слабые электролиты Диссоциируют: а) обратимо; б) ступенчато. Константа равновесия называется константой диссоциации. Кдисс зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, от температуры и не зависит от концентрации раствора. Чем меньше Кдисс, тем слабее электролит диссоциирует и устойчивее его молекулы

Связь константы и степени диссоциации. Закон разбавления Освальда А) для сильных электролитов: Kдисс = 2* C 0/(1 - ) Б) для слабых электролитов: Процесс диссоциации процесс эндотермический, при увеличении температуры усиливается процесс диссоциации, а значит увеличивается степень диссоциации.

Реакции ионного обмена Реакции обмена ионами между различными электролитами, называются реакциями ионного обмена (РИО). Протекают без изменения СО. Условия протекания РИО: 1) образуется слабый электролит 2) Выпадает осадок 3) Образуется газ Реакция не протекает, т. к. не выполняются условия протекания реакций.

Водородный показатель (р. Н) – это отрицательный десятичный логарифм от концентрации ионов водорода в растворе. р. Н = -lg +] [Н

Для кислых растворов р. Н<7. Для основных растворов р. Н>7. Для нейтральных растворов р. Н=7.

Гидролиз солей - это реакция обмена между водой и растворяемой в ней соли, в результате в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов Н+ или ОН-, сообщающее раствору кислотные или щелочные свойства. Условие гидролиза: наличие в соли хотя бы одного иона слабого электролита (кислоты или основания). Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными кислотами и основаниями р. Н = 7 , нейтральная среда.

Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону) Причина гидролиза - образование слабого основания или гироксокатионов. Например, NН 4 С 1, А 12(SО 4)3 NН 4 С 1+НОН ↔ NН 4 ОН+НС 1 NН 4++НОН↔NН 4 ОН+Н+ Избыток Н+ создает кислую среду раствора р. Н<7.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием (гидролиз по аниону). Причиной гидролиза является образование слабой кислоты или гидроанионов. Например, КСN, К 2 СО 3: КСN +НОН ↔ НСN +КОН СN- + НОН↔НСN + ОНПоявление избытка ионов ОН- создает щелочную среду, р. Н>7.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз и по катиону и по аниону) Например: NН 4 СN + НОН ↔ NН 4 ОН + НСN NН 4++СN-+НОН↔NН 4 ОН+НСN Характер среды раствора предсказать невозможно, обязательно нужны расчеты.

Процесс гидролиза характеризуется константой гидролиза – это константа равновесия процесса гидролиза. Вид соли Кг Слабое основание и [ХОН(z-1)+][Н+] сильная кислота [Хz+] Слабая кислота и сильное основание Слабая кислота и слабое основание Формула для расчета Кг Кг=Кв/Кд осн [НY(z-1)-][ОН-] Кг=Кв/Кд к-ты [Yz-] [НY][ХОН] Кг=Кв/Кд слаб эл-та. [ХY]

Глубина протекания гидролиза - степень гидролиза β, представляющая собой отношения концентрации гидролизованных молекул Сгидр. К исходной концентрации растворенных молекул электролита β = Сгидр/С. При разбавлении раствора степень гидролиза увеличивается β ≈ √Кгидр/Ссоли

Для подавления гидролиза соли надо добавлять вещества с точно таким же значением р. Н, а для усиления-с противоположным. Например, вводя добавку серной кислоты в раствор соли железа(III), снижают степень гидролиза соли.

Совместный гидролиз Происходит при смешивании солей с разным значением р. Н. Например, в растворе А 1 С 13 р. Н<7, а в растворе К 2 СО 3>7. 2 А 1 С 13 +3 К 2 СО 3 + 3 НОН = 2 А 1(ОН)3 + 3 СО 2 +6 КС 1 2 А 13+ + 3 СО 32 - + 3 НОН = 2 А 1(ОН)3 + 3 СО 2