12. Растворы. Понятие растворимости. Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе.

Раствор – гомогенная(однородная) система, состоящая из двух и более компонентов, количества которых могут меняться в широких пределах.

Растворы бывают: газообразные (воздух), жидкие (вода,спиртовые растворы), твердые (сплавы металлов).

Компоненты жидкого раствора условно подразделяются на рстворитель и растворенное вещество.

Растворитель – компонент , в к-м растворено, например, твердое вещество или в случае обр-я раствора из 2 жидкостей, то раст-ль в большем кол-ве. Если раствор из 2 жид 1:1, то растворитель в более чистом виде. раствор находящийся в равновесии с раствор вещ-ом – насыщенный. Ненасыщенный – р-р, содерж меньше раствор в-ва, чем его насыщенный р-р при данной t.

Концентрированный раствор – раствор с высоким содержанием растворенного вещества.

Разбавленный – с низким содержанием растворенного вещества.

Растворимость – способность вещества растворяться в растворителе. Мерой растворимости в-ва служит его содержание в насыщенно растворе P= mв-ва/Vр-ля [г/л].

Растворимость вещ-в в воде:

- если 100 г воды растворяется 10 г в-ва – хорошо р

- если р-р менее 1 г в-ва – мало з

- если р-р менее 0,01 г в-ва - нераствор

Растворимость вещ-ва зависит от природы раствор в-ва, от природы р-ля, от t, от Р.

Растворимость газов прямо пропорц его Р над жид х=к*р – Ур-е Генри

Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе:

- массовая концентрация ω=(m (раств в-ва)/m (р-ра))*100%, m(р-ра)=V*ро, m(р-ра)=m(в-ва) + m(р-ля)

- объемная концентрация x=(Vв-ва/Vр-ра)*100%

- молярная (мольная) доля N=(ν раств в-ва/ ∑νi)*100%

- молярная концентрация (молярность) Cм=(m в-ва/ M)(1000/Vр-ра), V в мл, [моль/л]

- моляльная концентрация (моляльность) Cm=(m в-ва/M)(1000/m р-ля), [моль/кг]

- нормальная концентрация (нормальность; эквивалентная концентрация) Сн=(m (в-ва)/ mэ)(1000/Vр-ра), [г/мл]

- титр T=m(в-ва)/V (р-ра) [г/мл]

При равенстве масс в-ва, в р-рах различных по концентрации и способам её выражения справедливо:

m(в-ва)= (ω*ро*V)/ 100% = (Cм*М*V)/ 1000 = (Сн*mэ*V)/1000

13. Осмос. Осмотическое давление. Законы Рауля и Вант-Гоффа.

Раствор – гомогенная среда, в к-й частицы раствор в-ва находятся в беспорядоченном тепловом движении и равномерно распред по всему V р-ра.

Встречная(двухсторонняя) диффузия – это самопроизвол процесс перемещения р-ля и раствор в-ва в противоположн направлениях.

Осмос (односторонняя диффузия) – переход растворителя из менее концентрированного раствора в более концентрированный раствор.

Осмотическое давление – гидростатическое давление, равное разности уровней I и II. Величина осмотического давления зависит от концентрации раствора, от его температуры и не зависит от природы растворенного в-ва и растворителя.

Уравнение Вант-Гоффа: P_осм=C_MRT. C_M – молярная концентрация, давление измеряется в кПа.

I закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного в-ва: (P₀-P)/P₀=N_i,

N_i – молярная доля.

Понижение t замерзания р-ра определяется как разность замерз-я чистого р-ля и t замерзания р-ра: Δtз=tз,0 – tз, повышение t кипения р-ра : Δtк – tк,0

2 закон Рауля: Δtк=Эт*Сm, Сm-моляльная концентрация, Эт-эбулиоскопическая постоянная

Δtз=Кт*Сm, Кт – криоскопическая постоянная.

Законы Рауля не выполняются для растворов (даже бесконечно разбавленных), которые проводят электрический ток — растворов электролитов.

14. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

Электролит – раствор в-ва, проводящий электрический ток.

Изучая особенности р-ров, Аррениус и Менделеев создали Теорию электролитической диссоциации (ТЭД). Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительные и отрицательные ионы(катионы и анионы). При этом ионы в растворе всегда находятся в состоянии неупорядоченного теплового движения.

Процесс распада на ионы:

NaOH ↔ Na+ + OH-

H2SO4 ↔2H+ + SO4(2-)

1 этап: Н2SO4 ↔H+ + HSO4 –

2 этап: HSO4 ↔ H+ +SO4 (2-)

В зависимости от структуры растворяющегося в-ва диссоциация может протекать по-разному. Типичны 2 случая:

1) диссоциация солей (ион-дипольная)

2) диссоциация кислот (диполь-дипольное)

В рез-те диполь-дипольного взаимод-я ион Н оказыв прочно связан с молекулой Н2О в ион гидроксония: НCl + H2O = H3O+ + Cl-

Процесс взаимод-я ионов с полярными молекулами р-ля называется сольватацией, а ионы – сольватами.

При диссоциации распадается только часть электролита на ионы. Сила электролита определяется степенью ЭД: α=C_{M молекул}/С_{M в-ва}

C_{M молекул} – которые продиссоциировали.

В зависимости от степени ЭД электролиты делятся на

1)сильные (α=30%)(NaOH, KOH, все основ, 1 группа, H2NO3, H2SO4,HCL,гидрогалагены: HBr,HCl,HI,соли: NaCl, KCl и др

2)средние (α=3-30%)( HF-плавиковая кислота, H3PO4, H2SO3,HCOOH)

3)слабые (α<3%) (все оставшиесяБ из орг к-лот CH3COOH

α влияет на концентрацию р-ра и t

Для слабых электролитов связь между концентрацией и степенью его диссоциации выражает Закон разбавления Оствальда: K=(C_Mα²)/(1-α)

K – константа диссоциации, α – степень диссоциации, См – молярная концентрация

15. Произведение растворимости. Водородный показатель.

При растворении ТВ тела в воде, процесс растворения прекращается, когда получается насыщенный р-р, в котором устанавливается гетерогенное равновесие между твердой фазой и перешедшими в раствор ионами. Например:

CaSO₄ (т)  Ca²⁺ + SO₄^2–

Kравнов= ([Ca²⁺][SO₄^2–])/[CaSO₄] – const

В насыщенном растворе твердого электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Она называется произведением растворимости.

Kравнов CaSO₄= [Ca²⁺][SO₄^2–]=ПР ( произведение растворимости)

АmВn mА⁺ + nВ^–

ПР (Am Bn)=[A⁺]^m[B^–]^n

Чем меньше значения ПР электролита, тем легче выпадает осадок и тем труднее он растворяется. При повыш-и t зн-е ПР увеличивается.

Водородный показатель (рН) — величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах.

pH= –lg [H⁺]

H₂O H⁺ + OH^–

=Кравн=1,8 * 10^-6

Принимая К воды сонст, то Кравн [H₂O]=К(H₂O)= [H⁺][OH^–]

В чистой воде (дистиллированной) при t=25 С, К(H₂O)= [H⁺][OH^–]=10^-14

pK=-lg К(H₂O)=14

р-ры в к-х концентрация [H⁺]=[OH^–]=10^-7 называются нейтральными

pH=-lg[H⁺]=7 – водородный показатель

pOH=-lg[OH^–]=7

Если рН<7, то такие р-ры кислотные рОН>7

Если pH>7, то такие р-ры щелочные рОН<7

16. Гидролиз солей.

Гидролиз – это взаимодействие вещ-в с водой, при котором составные части вещ-ва соед-ся с составными частями воды.

Одним из признаков протекания гидролиза является изменение рН среды раствора.

4 случая гидролиза солей:

1)соль образована сильной к-той и сильным основанием, гидролиз не протекает, рН остается нейтральным:

NaCl+HOH ↔NaOH+HCl

Na+ +Cl- + HOH ↔Na+ +OH- + Cl- +H+

HOH ↔OH- + H+, pH=7

2)соль образована сильной кислотой и слабым основанием (NH₄NO₃, AlCl₃, Fe₂(SO₄)₃)

NH4Cl + HOH ↔ NH4OH + HCl

Na+ + Cl- + HOH ↔ NH4+ + OH- + H+ + Cl-

NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+ , pH<7

3)Соль образована слабой кислотой и сильным основанием (CH₃COONa, KCN, Na₂CO₃).

NaCN + HOH ↔ NaOH + HCN

Na+ + CN- + HOH ↔ Na+ + OH- + HCN

CN- + HOH ↔ OH- + HCN, pH>7

4. Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃).

NH4CN+HOH ↔ NH4OH + HCN (сильная к-та)

NH4+ + CN- + HOH ↔ NH4OH + HCN, pH = 6/8

Количество ступеней гидролиза зависит от валентности элементов.

1)CuCl2+HOH ↔Cu0HCl + HCl

Cu(2+)+2Cl(-)+HOH ↔ CuOH(+) + Cl(-) + H(+) + Cl(-)

Cu(2+) + HOH ↔ CuOH + H(+), pH < 7

2) CuOHCl + HOH ↔ Cu(OH)2 + HCl

CuOH + Cl(-) + HOH ↔ Cu(OH)2 + H(+) +Cl(-)

CuOH(+) + HOH ↔ Cu(OH)2 + H(+), pH <7

Доли в-ва, подвергшиеся гидролизу называют степенью гидролиза и зависит от сонст равновесия гидролиза, так же от t и концентрации соли.

NH4CN+HOH ↔ NH4OH + HCN

Кравн= ([NH4OH][HCN])/([NH4CN][H2O]

К равн[H2O]=Kr(([NH4OH][HCN])/([NH4CN)

K[H2O] - const

Чем больше конст гидролиза, тем в большей степени протекает гидролиз.

Для солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием конст гидролиза связана с константой кислотности так:

Kr=(K[H2O])/Kк

Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой так:

Kr=(K[H2O])/Kосн

Для солей, образ слабой к-той и слабым осн:

Kr=(K[H2O])/(Kк*Косн)

Процесс гидролиза всегда эндотермический( при поглощении Q)