Растворы

Растворы - гомогенные,термодинамические системы состоящие из 2-х или более компонентов.

-Свойства р-ров неэлектролитов.

1)Силы межмолекулярного взаимодействия отдельных компонентов одинаковы

2)Нет хим.взаимодействия между компонентами

3)Каждый компонент ведет себя независимо от других

4)Образование идеального раствора сопровождается нулевым тепловым эффектом

5)Св-во идеального р-ра при данных условиях зависит только от его концетрации.Из реальных ра-ров этим признаком наиболее полно соответствуют разбавленные растворы нелетучих неэлектролитов.

-Первый закон Рауля.

Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего неэлектролита равно мольной доле растворенного вещества.

=

- давление пара чистого растворителя

-давление пара над раствором

-Второй закон Рауля.

= - -для процесса кипения

Депрессия прямопропорциональна моляльной концентрации растворенного в-ва.

- [ моль/кг растворителя]

- эбулио, метрическая const.

Связана только со св-вами растворителя!!

=

- численно равно депрессии кипения одномоляльного р-ра.

. tкр= - для процесса кристаллизации

- криометрическая const

- характеризует только свойства растворителя и связана с его tкр и теплотой плавления следующим соотношением.

= Она численно равна депрессии кристаллизации одномоляльного р-ра.

-Температура кипения.

Прямым следствием понижения давления насыщ.пара растворителя над раствором является повышенное Ткип раствора и пониженная Ткрист по с сравнению с растворителем.

Разность между Ткип раствора и чистого растворителя называется депрессией кипения.

/ tкип=tкип,р-ра---tкип,А >0

-Температура замерзания.

Депрессия кристаллизации равна

/ tкр=tкр,А----tкр,р-ра>0

-Растворы электролитов.Электролитическая диссоциация,степень и константа диссоциации.

Электролиты – вещества, которые при растворении подвергаются диссоциации на ионы. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда.

- Электролитическая диссоциация- процесс распада молекул электролита на ионы независимо от действия эл.тока.

-Степенью диссоциации - электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.

-Константа диссоциации для процесса диссоциации называется константой диссоциации (K). В общем случае для электролита,диссоциирующего на два иона:

АВ А⁺ + В^–

Для приведенного выше процесса диссоциации уксусной кислоты:

-Закон разведения Оствальда.

Если степень диссоциации слабого электролита не выше 3%,то 1-альфа=1

Альфа= = С=1/V

Степень диссоциации слабого электролита возрастает с разведением раствора.

Кдис вычисляемая по закону Оствальда зависит от концетрации. Увеличение n электролита вызывает увеличение числа ионов в р-ре и увеличения интенсивности(дальше пропустил парут слов в лекции).

Отклонение n количественно учитывают с помощью к.э.ф активности(гамма).Она показывает во сколько раз активность р-ра отличается от n.

Активность р-ра или эффективная n учитывает количество ионов непринимающих в данный момент участия в межинном взаимодействии

=

-Диссоциация воды.

Чистая вода, хоть и плохо (по сравнению с растворами электролитов), но может проводить электрический ток. Это вызвано способностью молекулы воды распадаться (диссоциировать) на два иона которые и являются проводниками электрического тока в чистой воде (ниже под диссоциацией подразумевается электролитическая диссоциация - распад на ионы):

H₂O ↔ H⁺ + OH

υ₁ = κ₁ • [H₂O] (для диссоциации воды)

υ₂ = κ₂ • [H⁺] • [HO^-] (для обратного процесса)

где υ - скорость реакции; κ - константа скорости реакции (зависящая от природы реагирующих веществ и температуры); [H₂O], [H⁺] и [HO^-] - концентрации (моль/л).

В состоянии равновесия υ₁ = υ₂, следовательно:

κ₁ • [H₂O] = κ₂ • [H⁺] • [HO^-]

Проведем нехитрые математические действия и получим:

κ₁/κ₂ = [H⁺] • [HO^-]/[H₂O]

κ₁/κ₂ = K

-Ионное произведение воды.

Вода — слабый электролит, который незначительно диссоциирует на ионы Н+ и ОН-:

Константа диссоциации воды:
Kдис= [H+][OH-]/[H2O]

Концентрацию воды [Н2О] можно считать величиной постоянной и равной

[Н2O]=(1000 г/л)/(18г/моль) =5,56 моль/л и
[Н2О]•Kдис=55,56•1,8• =

Величина Kw=Kдис•[Н2О]= называется ионным произведением воды и является константой как для чистой воды, так и для разбавленных растворов. Ионное произведение воды увеличивается при повышении температуры.

-Водородный показатель.

Концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов важна в химии растворов, поэтому была введена специальная величина — водородный показатель, или pH. По определению, водородный показатель есть обратный логарифм концентрации ионов H+:
pH=-lg[H+]

pH=7 - среда нейтральная

рН<7 - среда кислая

рН>7 - среда щелочная

Для определения среды растворов используются приборы, называемые pH-метрами. Быстрый анализ можно провести, если в исследуемый раствор добавить одну-две капли кислотно-основного индикатора, т.е. такого вещества, которое под действием ионов Н+ и ОН- может резко изменять свою окраску. Изменения окрасок наиболее распространенных индикаторов приведены ниже.(это смотрите сами, если надо оставьте, если нет то нет).

-Гидролиз солей на примерах.

Гидролиз солей-это взаимодействие соли и воды имеющая характер ионного обмена которая приводит к образованию мало диссоциирующих соединений.

1)Соль образована сильной кислотой и слабым основанием.

Cu + O HCl+CuOHCl

Cu +2

O

Cu+2Cl+ O

Cu+ O CuOH+H pH<7

1)При гидролизе соли образованные сильной кислотой и слабым основанием в среде накапливаются свободные ионы Н и она становится кислой рН<7.

3)Соль образована слабым основанием и слабой кислотой.

( Cu+ O тут я не записал в лекциях.

При гидролизе такой соли реакция среды будет определяться тем,что сильнее:слабая кис-та или слаб.основание. Если слаб.кис-та будет сильнее,чем слаб.основание,то гидролиз будет происходить по (1) примеру.Если же сильнее слаб.основание,чем слаб.кис-та,то гидролиз будет протекать по (2) примеру и среда будет щелочной.

Сила слаб.кис-ты и слаб.основания определяется по Кдис:Чем больше Кдис,тем сильнее кислота или основание.

4)Сильное основание и сильная кислота

LiCl (H+Cl)

(Li+OH)

Соль образованная сильным основанием и сильной кис-той шидролизу не подвергается т.к не образует с водой мало диссоциирующих соединений.Среда при этом остается нейстральной.

Важно:

Самопроизвольно гидролиз протекает только по первой ступени,т.е с участием одной молекулы воды на один катион от слабого основания или один анион от слабой кислоты.

-Растворимость.

РАСТВОРИМОСТЬ, способность в-ва образовывать с др. в-вом (или в-вами) гомог. смеси с дисперсным распределением компонентов

Самый распространенный жидкий растворитель – вода, для нее температура растворения ограничивается интервалом 0-100 ^оС. Большинство растворяющихся в воде веществ являются твердыми, а по типу – солями и гидроксидами.

-Произведение растворимости.

В насыщенном растворе труднорастворимого сильного электролита произведение концентрации его ионов в степенях стехиометрических коэффициентов при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости.

Дата добавления: 2015-01-03