Вандервальсовы силы(межмолек.):

1.Ориентационный эффект.(полярные молекулы) Эл.статич.природа. Самый сильный.

2. Индукционный эф. эл.статич. Самый устойчивый.

3.Дисперсионный. эл.статич., более слабый, чем 1 и 2, но более распространённый.

В каждой молекуле в рез.неравномерности распределения эл.плотности на локальных участках возникают микродиполи. Они короткоживущие. Но за время своей короткой жизни каждый микродиполь 1 молекулы притягивается к соответствующему микродиполю др. молекулы. В итоге молекулы притягиваются др.к др.

Химич.связь: ковал-полярн,неполярн; ионная, металлич.

Вандервальсовы силы: Н-bond, межмолекулярн.взаимодействие.

17 Растворы. Механизм процесса растворения.

Раствором называется твердая или жидкая гомогенная (однородная) система, состоящая из двух или более компонентов.

Необходимыми компонентами раствора являются растворитель и растворенное вещество, например, растворенный в воде сахар.

В одном растворителе может находиться несколько растворенных веществ. Например, в воде растворены сахар, соль и уксусная кислота.

Количество растворенного вещества в определенном количестве раствора или растворителя, которое может колебаться в очень широких пределах, называется концентрацией раствора.

Механизм процесса растворения:

Химич.составляющие процесса растворения:

1.Выделение тепла при р-и,(образование химич.связей)
2. Изменение объёма раствора по сравнению с суммой объёмов компонентов
3.Образование кристаллогидрата.

Процесс растворения состоит из след.стадий:

1.Дробление растворяемого вещества на отдельные частицы .Е затрачивается.
2. Взаимодействие образовавшихся частиц с молекулами растворителя. Е выделяется
3. Транспортировка (диффузия) образовавшихся частиц внутрь раствора . Е затрачивается.

Тепловой эффект реакции складывается из суммы тепловых эффектов этих трёх стадий

18 Растворимость. Насыщенные, ненасыщенные, перенасыщенные растворы.

Растворимость-способность вещества растворяться в данном растворителе. Любой раствор может быть насыщенным, ненасыщенным и перенасыщенным.

Ненасыщенным называют раствор, в котором при данной температуре можно растворить ещё какое - то количество данного вещества.

---

Насыщенным называют раствор, в котором скорость реакции растворения равна скорости реакции осаждения.

Концентрация насыщенного раствора для данного вещества при данной температуре есть величина постоянная, следовательно в насыщенном растворе концентрации ионов данного электролита являются константами.

Перенасыщенными называют растворы, которые содержат осадок.

Насыщенные растворы трудно растворимых электролитов характеризуется величиной, называемойпроизведением растворимости.

19 Способы выражения состава раствора; массовая доля растворенного вещества, молярная, моляльная, нормальная концентрации раствора, титр.

Существует несколько способов выражения концентрации растворов.
1. Массовая концентрация (Р) – это растворенное вещество, выраженное в граммах, содержащееся в 100 граммах раствора:



где
х_г – масса растворенного вещества;
у_г – масса растворителя;
(х + у)_г – масса раствора.

Масса раствора может быть выражена произведением плотности раствора на его объем:



отсюда

.

Например, 5%-ный раствор означает:
5 г (х) содержится в 100 г (х + у)
или
5 г (х) содержится в 95 г (у).

2. Молярная концентрация (С_В) – это количество моль растворенного вещества, в 1дм³ раствора:

.

Например, запись: 0,2М НСl означает, что 0,2 моль НСl растворено в 1 дм³ раствора.

3. Эквивалентная (нормальная) концентрация (С_Э или С_Н) – это количество моль эквивалента растворенного вещества в 1 дм³ раствора:

 

 Например, запись: 0,5Н   Н₂SO₄ означает, что 0,5 моль эквивалента серной кислоты содержится в 1дм³ раствора.

Под эквивалентом элемента понимают также его количество, которое соединяется с одним молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

---

Например, в соединениях НСl, H₂S, NH₃ эквивалент хлора, серы и азота равен соответственно 1 моль, 1/2 моль, 1/3 моль.

Молярная масса эквивалента кислоты – это частное деление молярной массы кислоты на количество ионов водорода, участвующих в реакции:

.

Молярная масса эквивалента гидроксида – это частное деление молярной массы гидроксида на количество гидроксид-ионов, участвующих в реакции:

.

Молярная масса эквивалента соли – это частное деление молярной массы соли на произведение валентности металла соли на количество его частиц в формуле соли:

.

4. Моляльная концентрация (С_M) – это количество моль растворенного вещества в кг растворителя.

.

5. Титр раствора (T) – это растворенное вещество, выраженное в граммах, в 1см³ раствора:

.

20 Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации.

Электролиты – вещества, которые в воде диссоциируют на ионы.
Существует три класса электролитов:

• 
  кислоты
  
• 
  гидроксиды
  
• 
  соли.
  

Растворы электролитов имеют две особенности по сравнению с растворами неэлектролитов:

• 
  проводят электроток,
  
• 
  подчиняются законам Рауля и Вант - Гоффа с определёнными отклонениями.
  

Обе особенности растворов электролитов объяснила гипотеза шведского учёного Сванте Аррениуса (1883 г).

Гипотеза Аррениуса сводилась к тому, что вещества неидеальных растворов, то - есть то, что сейчас называется растворами электролитов, в воде диссоциируют на ионы.

Поскольку неидеальные растворы проводили электроток, то их называли растворами электролитов.



 Для растворов электролитов в математические выражения законов Рауля и Вант - Гоффа был введён поправочный коэффициент. Ввёл его Вант – Гофф и назвал его изотоническим коэффициентом.

---

i - поправочный коэффициент (изотонический коэффициент).
Законы Рауля для растворов электролитов:

ΔP / Р_А = i N_B,

Δt⁰_{кипения} =i К_э С_м,

Δt⁰_{замерзания} = i К_к С_м.

Закон Вант – Гоффа для растворов электролитов:

Р_{осмотическое} = i RTC_B

Раствор неэлектролита		Раствор электролита
CB = 1 моль / л		CB = 1 моль / л
С12H22O11		NaСl= Na++Cl-
Сахар в воде диссоциирует		Соль в воде диссоциирует
на молекулы		на ионы
1 моль молекул		1 моль Na+ 1 моль Cl-
		Частиц будет больше
		в 2 раза
		Al(NO3)3=Al3++3NO-3
		Al(NO3) = Al3+ + 3NO-3
		(в 4 раза больше)
		1) 1< i <2
		2) 1< i <4

Физический смысл изотонического коэффициента состоит в том, что он учитывает увеличение количества частиц в растворе электролита по сравнению с раствором неэлектролита той же концентрации.

Степень диссоциации электролитов
Все электролиты диссоциируют на ионы, но в количественном отношении диссоциируют по - разному.
Количественной характеристикой диссоциации электролитов является степень диссоциации.
Степень диссоциации: λ= n/N (доли ед.), где

• 
  n - количество молекул данного электролита, которые продиссоциировали на ионы;
  
• 
  N - общее количество молекул данного электролита в растворе.
  

Если степень диссоциации превышает 30%, электролит относится к сильным, если же меньше, то электролит слабый.

Константа диссоциации.  Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде:

---

A K  A + K⁺.

Поскольку диссоциация является обратимым равновесным процессом, то к этой реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как



где К — константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита.

21 Механизм электролитической диссоциации. Роль воды в процессе диссоциации.

Электролиты диссоциируют на ионы в воде по двум механизмам:

• 
  Ион - дипольный механизм.
  
• 
  Диполь - дипольный механизм.
  

По ион - дипольному механизму диссоциируют на ионы те электролиты, которые имеют ионное строение. Когда электролит, имеющий ионную решетку, попадает в воду, то краевые ионы решетки начинают притягивать к себе молекулы воды и гидратируются ими. Под влиянием всевозможных видов движения гидратированные ионы отрываются от решетки и уходят в раствор. Процесс продолжается до полной диссоциации кристалла на ионы.

Ион - дипольный механизм относится к диссоциации сильных электролитов.

Диполь- дипольный механизм

И электролит, и вода являются диполями. Два диполя притягиваются друг к другу, взаимно усиливая диполи. Оба полюса молекулы электролита оказываются гидратированными молекулами воды. Затем происходит полный разрыв молекулы электролита. В конечном итоге картина та же самая: гидратированные ионы уходят в раствор, рис.1.

 



.Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Как известно, эти вещества состоят из ионов. При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения.В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор.  При этом образуются гидратированные ионы, т.е. ионы,химически связанные с молекулами воды.Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых обра­зованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества также ориентируются диполи воды, которые своими отрицательными полюсами притягива­ются к положительному полюсу молекулы,а положительными полюса­ми - к отрицательному полюсу. В результате этого взаимодействия связующее электронное облако (электронная пара)полностью смеща­ется к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную и затем легко образуются гидратированныеионы 

---

Смотрите также файлы

• Император ГоНидзё родился как принц Рёфуку в 1288 году в Японии. Он был вторым сыном императора Фукимия и его жены, императрицы Фукико.docx

• Анимационная деятельность на примере гостиницы .docx

• Доклад на тему Проблема человеческой свободы Выполнил(а) студент(ка) группы лд13 Гасанова Лейла Абакан, 2023.docx

• Исследование современных направлений развития в области разработки интерфейса цифрового продукта.docx

• Контрольная работа по дисциплине Выполнение работ по профессии Оператор по исследованию скважин.docx