Растворы электролитов и неэлектролитов

ЛЕКЦИЯ №4.
РАСТВОРЫ
I.
ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
РАСТВОР = растворенное вещество + растворитель
РАСТВОРЫ: твердые,жидкие, газообразные
Жидкие растворы: молекулярные(истинные), коллоидные, взвеси.
СОДЕРЖАНИЕ РАСТВОРЕННОГО ВЕЩЕСТВА В РАСТВОРЕ
1.Массовая доля
ω = m р.в. ;
ω% = m р.в.·100%
m р-ра
m р.в. + m р-ля
2.Мольная доля
χ = n р.в. ;
n р.в.+ n р-ля
χ% =
n р.в.·100%
n р.в. + n р-ля
3.Моляльность – число моль растворенного вещества на 1 кг растворителя
mc = n р.в.
=
m р.в.
моль/кг растворителя
m р-ля (кг)
Мр.в.· m р-ля(кг)
4.Молярность – число моль растворенного вещества в 1л раствора
М = n р.в.
=
m р.в.
моль/л раствора
V р-ра (л)
Мр.в.· V р-ра(л)
5. Нормальность – число грамм-эквивалентов вещества в 1 л раствора
N = nг-экв.р.в. =
m р.в.
г-эквивалент/л раствора
V р-ра (л)
Эр.в.· V р-ра(л)
6.Содержание в г/л (массса растворенного вещества в 1 л раствора)
Связь нормальности и молярности: N = M·z
Z – зависит от природы вещества
Закон эквивалентов для растворов: N1·V1 = N2·V2
II.РАСТВОРИМОСТЬ – содержание растворенного вещества в его насыщенном
растворе.(ω%, χ%, M, N, mc)
Коэффициент растворимости s – масса вещества, растворяющаяся при данных
условиях в 100 г растворителя с образованием насыщенного раствора.
Факторы, влияющие на растворимость
1) природа растворенного вещества и растворителя
Закон распределения Нернста
2) температура
С орг = К
С водн
3) давление (для газов): Закон Генри χB = k· PB
χB –мольная доля растворенного газа
k –константа Генри
PB -парциальное давление газа
III.СВОЙСТВА РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ.
ЗАКОН РАУЛЯ (I закон)
∆P = χB
P
СЛЕДСТВИЯ ИЗ ЗАКОНА РАУЛЯ (II закон)
∆Т кип. = Кэб.· mc
∆T кр. = Ккр. · mc
Кэб(H2O) = 0,52
Ккр (H2O) = 1,86
ЛЕКЦИЯ №5
РАСТВОРЫ (продолжение)
IV. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Неэлектролиты: оксиды,органические вещества (сахар, карбамид) – не проводят
электрический ток.
Электролиты: соли, минеральные и органические кислоты, основания – проводники II
рода.
ЗАКОНЫ РАУЛЯ ДЛЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
ЗАКОН РАУЛЯ (I закон)
∆P =
i·n р.в.
где i – изотонический коэффициент
P
i·n р.в. + n р-ля
СЛЕДСТВИЯ ИЗ ЗАКОНА РАУЛЯ (II закон)
∆Т кип. =i Кэб.· mc
∆T кр. = i Ккр. · mc
ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ АРРЕНИУСА
КИСЛОТЫ – электролиты, при диссоциации которых образуются только катионы
водорода H+
HCl = H+ + ClH2SO4 = 2H+ + SO4 2ОСНОВАНИЯ – электролиты, при диссоциации которых образуются только анионы
гидроксила OHNaOH = Na+ + OHBa(OH)2 = Ba2+ + 2OHСОЛИ – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и
анионы кислотных остатков.
K2CO3 = 2K+ + CO3 2CИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ (диссоциируют полностью; α ~100%)
Соли, минеральные кислоты HCl, H2SO4, HNO3, HBr,HI, HClO4, HMnO4,
Основания IA и IIA подгрупп
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ (диссоциируют незначительно α <3%)
H2O, некоторые соли HgCl2, кислоты H2CO3, H2S, HCN…, органические кислоты
CH3COOH, основания NH3·H2O, Al(OH)3…
Количественные характеристики диссоциации.
1)Степень электролитической диссоциации α = Nдис. , 0≤ α ≤ 1
Nобщ
Можно выразить в %:
α = Nдис·100%
0≤ α ≤ 100%
Nобщ
Связь i и α :
i = 1 + α (n-1),
где n –число ионов, на которые распалась молекула
Факторы, влияющие на α :
1) α растет с ростом Т
2) α растет при разбавлении раствора
3) наличие одноименного иона в растворе уменьшает α
4) при связывании ионов α увеличивается
2) Константа электролитической диссоциации ( для слабых электролитов приведены в
таблицах)
V.СВОЙСТВА РАСТВОРОВ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Закон разбавления Оствальда ( для слабых бинарных электролитов)
Kд = Сα2 , С – молярная концентрация электролита
1–α
Ионное произведение воды
КH2O = [H+]·[OH-] = 10 -14 ( при 22оС)
Водородный показатель
рН = - lg[H+]
pOH = -lg[OH-]
pH + pOH = 14
рН< 7 – среда кислотная
рН = 7 среда нейтральная
рН > 7 среда щелочная
ЛЕКЦИЯ № 6.
РАСТВОРЫ.
ИОННЫЕ РЕАКЦИИ И РАВНОВЕСИЯ.
Химические реакции: 1) без изменения степени окисления
(рекции обмена, образования комплексов)
2) с изменением степени окисления ( ОВР)
Реакции обмена – такие реакции, в которых электролиты обмениваются своими ионами.
Обменные реакции необратимы, если образуется
1)осадок
2)газ
3) Н2О
4) комплексное соединение
Пример.
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O (молекулярное уравнение)
2Na+ + CO3 2- + 2H+ + SO4 2- = 2Na+ + SO4 2- + CO2 ↑+ H2O (ионное уравнение)
CO3 2- + 2H+ = CO2↑ + H2O ( сокращенное ионное уравнение)
Гидролиз солей.
Гидролиз соли – это обменная реакция соли с водой, приводящая к образованию
слабого электролита и к изменению рН среды.
Гидролизуются соли, содержащие ионы слабой кислоты или слабого основания.
I тип солей (слабое основание + сильная кислота)
Гидролиз многозарядных катионов идет по 1-ой ступени.
АlCl3 + H2O = AlOHCl2 + HCl
Al 3+ + H2O = AlOH+2 + H+
pH < 7
II тип солей ( сильное основание + слабая кислота)
Гидролиз многозарядных анионов идет по 1-ой ступени
Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH
CO3 2- + H2O = HCO3- + OHpH > 7
III тип солей ( слабое основание + слабая кислота)
Гидролиз идет до конца ( до кислоты и основания)
Al2S3 +6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
pH ≈ 7
IV тип солей ( сильное основание + сильная кислота)
Гидролизу не подвергаются.
pH ≈ 7
KNO3, Na2SO4
Константа и степень гидролиза.
К гидр. = КН2О
Кд
h = Nгидр.
N
=
где Кд – константа диссоциации слабой кислоты или
основания
Сгидр.
C
Степень гидролиза
Kгидр. = C· h2
1–h
h→0
Kгидр. ≈ Сh2
Факторы , влияющие на степень гидролиза
1)
2)
3)
4)
природа вещества
концентрация соли
температура
введение в раствор ионов, смещающих равновесие
Труднорастворимые сильные электролиты
Произведение растворимости – характеризует растворимость вещества.
(см. Таблицы)
BaSO4 ↔ Ba2+ + SO4 2PbI2 ↔ Pb2+ + 2Iосадок
раствор
осадок
раствор
ПР BaSO4 = [Ba2+]·[SO4 2-] = 1,1· 10-10
Условия выпадения осадка:
[Ba2+]·[SO4 2-] > ПР BaSO4
[Ba2+]·[SO4 2-] = ПР BaSO4
[Ba2+]·[SO4 2-] < ПР BaSO4
ПРPbI2 = [Pb2+]·[I-]2 = 8 ·10-9
осадок выпадет
раствор насыщенный
осадок не выпадет