Главная страница | Контакты | Случайная страница Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Растворы, свойства растворов

Растворы – гомогенные системы перменного состава, содержащие 2 или более компонентов. Истинные растворы – размеры частиц растворённого в-ва соизмеримы с размерами атомов или молекул. Растворение заканчивается равновесием системы(dG=0)

1) Способы выражения концентраций растворов.

Моль – такое число атомов, которое совпадает с числом атомов в 12 г изотопа углерода – 12. N_A=6,02*10^23 моль^-1_. Молярная масса (М) – масса одного моля в-ва. Эквивалент – реальная или условная частица, эквивалентная одному иону Н⁺ в кислотно-основных реакциях или 1 е в ОВР. Эквивалентная масса: Э=М/Z, где Z- число эквивалентов. Массовая доля W – отношение растворённого в-ва к массе р-ра. Процентная концентрация – то же самое, только умноженное на 100. W=m_a/(Σm_i). Объёмная доля: ф=V_a/(ΣV_i). Мольная доля: х=n_a/(Σn_i). Моляльная концентрация – число молей в-ва, растворённого в 1 кг растворителя.(n-число молей) C_m=n_b/m_a=m_b/(M_b*m_a). Молярная концентрация – кол-во молей растворённого в-ва в литре раствора. C_M=n_a/V=m_a/(M_a*V). Молярная концентрация эквивалента(нормальность) – кол-во эквивалентов n_э в литре раствора(Э-эквивалентная масса = М/Z). С_э=n_э/V=m_b/(Э_b*V)=(m_b*Z)/(M_b*V) моль/л. Титр раствора по веществу – масса в-ва b, содержащаяся в 1 мл раствора. (d-плотность) T=m_b/V г/мл. T=W_b*d/100=С_М(b)*M_b/1000=C_Э(b)*Э_b/1000 г/мл. При разбавлении р-ра меняются концентрация и объём раствора, а масса остаётся постоянной. Поэтому для решения задач формулы: T_исх*V_исх=W_исх*d_исх*V_исх/100=W₁*d₁*V₁/100=C_M*M_b*V₂/1000=C_Э*Э_b*V₃/1000.

2=3) Слабые электролиты. Степень диссоциации электролита. Константа диссоциации. Связь константы диссоциации со степенью диссоциации (закон разбавления Оствальда).

Электролиты- соли, кислоты, основания, имеющие полярные и ионные связи, при растворении в воде в той или иной мере диссоциируют (распадаются на ионы). Степень диссоциации – отношение числа диссоциировавших молекул к общему числу(или через концентрации). α=N_d/N₀=C_d/C₀. Изотонический коэффициент i=(число частиц в растворе)/(число молекул растворённого в-ва). Если каждая молекула диссоциирует на n ионов, то N молекул дают nαN ионов, а остаются (1- α)N молекул. Тогда общее число частиц в р-ре равно (1- α)N+nαN. Тогда i=N(1- α+ nα)/N, откуда α=(i-1)/(n-1). Слабые электролиты – те, для которых α<3%. (для децимолярного (0,1 М) р-ра при Т=25 ^оС. Примеры: H2S, HCN, H3BO3, CH3COOH, H2CO3, NH4OH, HgCl2,CdCl2, Fe(SCN)3. Из-за малой диссоциации в ионных уравнений пишутся в виде молекул. Константа диссоциации. Диссоциация – обратимый процесс. Для слабого электролита можно записать ABóA⁺+B^-. Тогда K_д=К_{р(авновесия)}=[A⁺][B^-]/[AB]=const, где [A⁺], [B^-] – равновесные молярные концентрации ионов, а [AB] – концентрация недиссоциировавших молекул. Константа диссоциации является характерной для данного электролита и растворителя величиной, т.е. зависит только от природы электролита и растворителя и Т, но не от концентрации раствора. У слабых электролитов K_д<10^-4. Закон разбавления Оствальда устанавливает связь между степенью диссоциации и концентрацией веществ. ABóA⁺+B^-. K_д=[A⁺][B^-]/[AB]_недисс. Тогда [A⁺]=[B^-]=[AB]_дисс=αС_м (из выражения степени диссоциации). Тогда [AB]_недисс=C_м-[AB]_дисс=С_м-αС_м=(1-α)С_м. Тогда К_д=α²С_м²/(С_м(1-α))= α²С_м/(1-α). Учитывая, что α<<1, α в знаменателе можно пренебречь. Тогда α=sqrt(K_д/С_м).

4) Сильные электролиты. Активность (активная концентрация) ионов. Коэффициент активности для водных растворов электролитов.

Электролиты- соли, кислоты, основания, имеющие полярные и ионные связи, при растворении в воде в той или иной мере диссоциируют (распадаются на ионы). Степень диссоциации – отношение числа диссоциировавших молекул к общему числу(или через концентрации). α=N_d/N₀=C_d/C₀. Изотонический коэффициент i=(число частиц в растворе)/(число молекул растворённого в-ва). Если каждая молекула диссоциирует на n ионов, то N молекул дают nαN ионов, а остаются (1- α)N молекул. Тогда общее число частиц в р-ре равно (1- α)N+nαN. Тогда i=N(1- α+ nα)/N, откуда α=(i-1)/(n-1). Экспериментально: . Сильные электролиты – те, для которых альфа>30%. Поскольку сильные электролиты диссоциируют почти полностью, можно ожидать, что изотонический коэфф. Для них будет равен кол-ву ионов в соединении, однако это не так, этот коэффициент всегда меньше. Это объясняется теорией сильных электролитов: передвижение ионов затруднено оболочкой сольвации; разноимённые ионы реагируют между собой, образовывая группы ионов(ионные ассоциаты или ионные пары), передвигающихся вместе. Законы Рауля и Вант-Гоффа для таких р-ров не выполняются. Для учёта межмолекулярных воздействий вводят понятие активность (активная концентрация) a=yC, где С-аналитическая концентрация, а y – коэффициент активности. Активность – мера реального поведения в-ва в р-ре. y сложным образом зависит от концентрации. В концентрированных р-рах y может быть и >1. (в 0.5 н р-ре KOH y=1,67). В сильно разбавленных растворах электролитов y<1, но приближается к 1 в бесконечно разбавленных. Y зависит также и от присутствия других ионов в р-ре(т.е. от ионной силы р-ра J). J=0,5ΣC_iZ_i, где С_i-концентрация ионов, Z_i- их заряд. Для р-ров с J от 0 до 0.5: lg(y)=-(0,5*Z²*sqrt(J))/(1+sqrt(J)). Коэффициент активности можно определять по электропроводности, снижению Т плавления, по осмотическому давлению и т.д.

5) Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели pH и pOH.

Вода- типичный амфотерный электролит. В воде в малой степени протекает диссоциация: 2H2OóH3O⁺+OH^-, но для простоты записывают H2OóH⁺+OH^-. При 25 ^ОС константа диссоциации К=[H⁺][OH^-]/[H₂O]=1,8*10^-16 пренебрежимо мала и тогда концентрация недиссоциированных молекул воды считается постоянной = 1000/18 моль/л. И тогда К*[H2O]=const=[H⁺][OH^-]=1,8*10^-16*1000/18=10^-14. => произведение молярных концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в воде и водных растворах при постоянной температуре – величина постоянная, называемая ионным произведением воды (К_В). В чистой воде при 25^о [H⁺]=[OH^-]=10^-7 моль/л. В кислых р-рах преобладают [H⁺], в щелочных – [OH^-]. Для характеристики кислотности среды пользуются водородным показателем pH. pH= -lg[H⁺]. Аналогично, гидроксильный показатель pOH=- lg[OH^-]. pH+pOH=-lgK_B=14. Точные значения pH могут быть определены электрохимическим путём, менее точные – с помощью кислотно-основных индикаторов.

6) Буферные растворы, их важнейшие свойства. Механизм действия буферного раствора на примере ацетатного буфера.

7) Буферные растворы, их важнейшие свойства. Буферная емкость. Как увеличить буферную емкость раствора?

Растворы, содержащие смесь слабого электролита и его соли, сохраняющие характерные для него значения рН при разбавлении, добавлении небольших количеств сильных кислот или щелочей, называются буферными. Буферные растворы сохраняют постоянство рН только до прибавления определённого количества сильной кислоты или щелочи, то есть буферные размеры имеют «ёмкость». Буферная ёмкость определяется количеством эквивалентов сильной кислоты или основания, которые необходимо добавить к 1л буферного р-ра, чтобы изменить его рН на единицу. Увеличение концентрации буфера в буферном растворе увеличивает и ёмкость этого раствора. Сущность буферного действия системы ацетатного буфера следует рассматривать на основе анализа природы ионных равновесий:

СН3СООNа =СН3СОО-+Na+ и CH3COOH = CН3COO- + H+. Ацетат натрия является сильным электролитом. Поэтому он нацело диссоциирует на ионы CH3COO- и Nа+. Уксусная кислота диссоциирует слабо, поскольку константа диссоциации у нее очень мала (Кк = 1,75*10-5) и к тому же большое количество анионов CH3COO-, введенных в раствор вместе, с солью, смещает равновесие диссоциации уксусной кислоты в сторону образования недиссоциированных молекул. Равновесия в системе ацетатного буфера можно описать с помощью концентрационной константы диссоциации уксусной кислоты (Кк), т.е.: Кк = [Н+][CH3COO-]/[CH3COOH], В присутствии ацетата натрия, подавляющего диссоциацию кисло­ты, можно принять, что концентрация молекул недиссоциированной кислоты равна исходной концентрации кислоты, т.е. [CH3COOH] = [кислота], а общая концентрация [CН3СOO-] практически равна аналитической концентрации соли. Отсюда следует, что [CH3COO-] = [соль]. С учетом этого соотношения имеем: [Н+] = Кк [кислота] / [соль], После логарифмирования и изменения знаков получается выражение: - lg[Н+] = - lg Кк- lg [кислота] + lg[соль]. Или рН = рКк- lg [кислота] + lg[соль], где рКк - отрицательный логарифм константы диссоциации кислоты. При добавлении кислоты (например, соляной) к ацетатному буферу происходит обменная реакция: CH3COONa + HCl = NaCl + CH3COOH. В результате этой реакции сильная кислота заменяется эквивалентным количеством слабой кислоты. В соответствии с законом разведения Оствальда увеличение концентрации уксусной кислоты понижает степень ее диссоциации. Поэтому концентрация ионов водорода в растворе увеличивается очень незначительно. Кк = [α²с(СН3СООН)]/(1 – α), где Kк и α - константа и степень диссоциации CH3COOH соответственно. При введении в буферный раствор небольших количеств щелочи происходит реакция нейтрализации, результате которой ионы ОН- оказываются связанными уксусной кислотой с образованием слабодиссоциирующей воды: CH3COOH + NaOH = H2O + СН3СООNа. В итоге ионное равновесие восстановится, а величина рН практически не изменится.

8) Понятие о произведении растворимости. Для каких веществ применяется это понятие?

К равновесным системам также относятся труднорастворимые электролиты-их насыщенные растворы. Тогда имеет место гетерогенное динамическое равновесие: осадокóнасыщенный раствор. Например: AgClóAg⁺_(p)+Cl^-_(p). В этом растворе концентрация ионов крайне мала, из-за чего их взаимодействие друг с другом практически отсутствует, т.е. y=1, a=C. K=[Ag⁺][Cl^-]/[AgCl_к]. [AgCl_к] можно считать постоянной и тогда K*[AgCl_к]= [Ag⁺][Cl^-]=ПР_AgCl=const. А из изотермы Вант-Гоффа: dG_AgClк=dG_Ag++dG_Cl-=(dG⁰_Ag++RT*lnC_Ag+)+(dG⁰_Cl-+RT*lnC_Cl-. Здесь C_Ag+*C_Cl-=const= ПР_AgClк. В общем виде: A_mB_n=nA^+m+mB^-n, ПР=[A^+m]ⁿ*[B^-n]^m. В насыщенном р-ре труднорастворимого сильного электролита произведение концентраций его ионов в степенях их стехиометрических коэффициентов при данной Т – постоянная величина, называемая произведением растворимости.

9) Идеальные растворы. Законы Рауля для давления насыщенного пара растворителя над раствором и для температур кипение и замерзание разбавленных растворов. Осмотическое давление, закон Вант–Гоффа.

Идеальные растворы: 1) в процессе образования отсутствуют тепловые и объёмные эффекты; 2) Молекулы растворённых в-в не взаимодействуют друг с другом; 3) Свойства ид. р-ров зависят только от концентрации, но не зависят от природы растворённого в-ва; 4) Причина образования – возрастание энтропии при смешении. Близки к идеальным – сильно разбавленные растворы неэлектролитов. Первый закон Рауля: Относительное понижение давления насыщенного пара над растворителем равно мольной доле (x_b=n_b/(n_a+n_b+n_c+…)) растворённого вещества. (P₀-P)/P=x_b. (P₀-давление над чистым растворителем, P- давление над раствором). Второй закон Рауля: Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания разбавленных растворов пропорциональны их концентрациям. dT­_кип=Е*С_m; dT_зам=K*C_m, где Е и К – эбулиоскопическая и криоскопическая константы (Эти константы характеризуют только растворитель), C_m – моляльная концентрация р-ра (число молей в кг растворителя). С помощью этих формул можно определять молярные массы растворённых веществ (C_m=m_b/(M_b*m_a).). Осмотическое давление п -внутреннее давление растворённого в-ва, численно равное тому давлению, которое нужно приложить, чтобы прекратить осмос. Процесс самопроизвольного перехода растворителя через полупроницаемую мембрану называется осмосом. Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление раствора численно равно тому давлению, которое имело бы растворённое в-во, будучи переведено в газообразное состояние в том же объёме и той же температуре. п=C_bRT, где C_b-молярная концентрация(кол-во молей в литре раствора). Растворы с одинаковым п называются изотоническими. Зная п, можно находить молярную массу растворённого в-ва. Законы Рауля и Вант-Гоффа могут быть применены к разбавленным р-рам электролитов, если ввести в уравнения изотонический коэффициент i. Изотонический коэффициент i=(число частиц в растворе)/(число молекул растворённого в-ва). Если каждая молекула диссоциирует на n ионов, то N молекул дают nαN ионов, а остаются (1- α)N молекул. Тогда общее число частиц в р-ре равно (1- α)N+nαN. Тогда i=N(1- α+ nα)/N, откуда α=(i-1)/(n-1). . dT­_кип=iЕ*С_m; dT_зам=iK*C_m;. (P₀-P)/P=ix_b.