где m – масса растворенного вещества, г; М – молярная масса растворенного вещества, г/моль; m_S –масса растворителя, кг.

4. Молярная концентрация, или молярность, С – число молей n растворенного вещества в 1 л раствора, моль/л, или сокращенно М:



где V – объем раствора, л;m – масса растворенного вещества, г; М – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

5. Молярная концентрация химического эквивалента, или нормальная концентрация, или нормальность, С_экв – число молей химического эквивалента n_экв растворенного вещества в 1 л раствора, моль экв/л, или сокращенно н.:



где М_экв – молярная масса химического эквивалента растворенного вещества, г/моль экв; z_экв – число эквивалентности растворенного вещества; V – объем раствора, л; m – масса растворенного вещества, г; М – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

6. Массовая концентрация, С_масс – масса растворенного вещества m в 1 л раствора, г/л:



где V – объем раствора, л.

Можно применять и другие способы выражения состава раствора. Например, в справочниках растворимость данного вещества, т.е. состав насыщенного раствора, выражают как отношение массы растворенного вещества к массе растворителя.

При проведении химических реакций часто требуется использовать растворы определенной концентрации. Для приготовления раствора заданной концентрации взвешивают необходимую массу (отмеряют необходимый объем) чистых компонентов раствора. Также можно использовать более концентрированные растворы известной концентрации, в частности, фиксаналы – растворы, помещенные в герметичные ампулы заводского производства, содержащие строго определенное (обычно 0,1 моль) количество химического соединения.

32. Сильные и слабые электролиты.
Слабые электролиты

В отличие от сильных электролитов, которые в растворе диссоциируют практически полностью

---

, диссоциация слабых электролитов протекает частично. Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым процессом, и к этому процессу можно применить закон действия масс:

КА ↔ К⁺ + А К =

Константа равновесия в этом случае называется константой диссоциации. Она характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше значение константы диссоциации, тем больше ионов в растворе. Например, для процесса диссоциации одноосновной уксусной кислоты выражение для константы диссоциации имеет вид:

СН₃СООН ↔ Н⁺ + СН₃СОО , К_кис= = 1,75 10

Диссоциация слабых многоосновных кислот протекает ступенчато, и каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой диссоциации.

Сернистая кислота диссоциирует в две ступени и характеризуется двумя константами:

H₂SO₃ ↔ Н⁺ + HSO (первая ступень), К_кис1= = 1,58 10

HSO ↔ Н⁺ + SO (вторая ступень), К_кис2= = 6,31 10
Суммарному уравнению диссоциации H₂SO₃↔ 2H⁺ + SO соответствует суммарная константа диссоциации кислоты

---

К_общ= , К_общ=К₁ К₂

Диссоциация слабых однокислотных оснований характеризуется одной константой. Например:

NH₃ HOH ↔ NH + OH , К_осн = =1,79 10

Диссоциация слабых многокислотных оснований протекает ступенчато, и каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой. Например, гидроксид свинца (II) диссоциирует в две ступени и соответственно имеет две константы диссоциации:

Pb(OH)₂↔ PbOH⁺ +OH (первая ступень),

К_осн1= = 9,55 10

PbOH⁺↔ Pb²⁺ + OH (вторая ступень),

К_{осн 2}= = 3 10

Суммарному уравнению диссоциации Pb(OH)₂ ↔ Pb²⁺ + 2 OH соответствует суммарная константа диссоциации К_общ= , К_общ=К₁ К₂

При ступенчатой диссоциации электролитов соблюдается неравенство

К₁

---

>К₂ > К₃…..

Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры и не зависит от концентрации раствора.

Существует зависимость между константой диссоциации, степенью диссоциации и концентрацией раствора.

Если слабый электролит распадается на два иона

КА ↔К⁺ + А , тогда К_дис =

Обозначим:

С – концентрация раствора электролита КА;

α- степень диссоциации в данном растворе;

Сα - концентрация каждого иона;

(С - Сα) = С(1 -α) – концентрация недиссоциированных молекул КА.

Подставляя эти обозначения в выражение константы диссоциации, получим:

К_дис = = = =

Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала 1-α≈ 1, тогда уравнение К_дис = примет вид К_дис = С ² или =

Найдя значение степени диссоциации α, = , можно сделать вывод: степень диссоциации слабого электролита при разбавлении раствора возрастает.
Сильные электролиты

Сильные электролиты не подчиняются закону действия масс. Константы диссоциации их не являются постоянными величинами при различных концентрациях.

Причину этого неподчинения объясняет теория сильных электролитов, предложенная Дебаем и Хюккелем в 1923 году. Согласно этой теории сильные электролиты диссоциируют полностью на ионы, и поэтому концентрация ионов в растворе очень велика. Между противоположно заряженными ионами действуют электростатические силы притяжения. В результате каждый ион окружен «ионной сферой», состоящей из ионов с противоположным зарядом. Межионные силы понижают активность ионов, и ионы в реакциях проявляют себя так, будто их концентрация меньше действительной концентрации, определяемой аналитическим путем.

---

Для учета межионного взаимодействия введен термин «активность».

Активность молекул или ионов – это их эффективная концентрация, в соответствии с которой они проявляют себя в химических процессах. Например, активность ионов Na⁺ + Cl в 1 М растворе NaCl равна 0,65 моль/л. Это означает, что ионы ведут себя так, будто их концентрация равна не 1 моль/л, а 0,65 моль / л. Активность обозначается буквой а и имеет ту же размерность, что и концентрация.

Отношение активности (а) к концентрации (с) называют коэффициентом активности (f):

f = или а = f с

В концентрированных растворах коэффициент активности меньше единицы, а в разбавленных растворах приближается к единице, и тогда активность равна концентрации (а=с).

36. Перегонка жидких смесей. Ректификация.
Разделение жидких однородных смесей (растворов), состоящих из двух или большего числа летучих компонентов, производится перегонкой или ректификацией.

Разделение путем перегонки основано на различной температуре кипения отдельных веществ, входящих в состав смеси. Так, если смесь состоит из двух компонентов, то при испарении компонент с более низкой температурой кипения (низкокипящий компонент) переходит в пары, а компонент с более высокой температурой кипения (высококипящий компонент) остается в жидком состоянии. Полученные пары конденсируются, образуя дистиллят или ректификат, а неиспаренная жидкость называется остатком.

В результатеперегонки низкокипящий компонент переходит в дистиллят, а высококипящий – в остаток. Такой процесс называется простой перегонкой. При этом не достигается полного разделения смеси. Оба компонента являются летучими, оба переходят в пары, но в разной степени. Поэтому образующиеся при перегонке пары не представляют собой чистого низкокипящего компонента.

Из-за большой летучести низкокипящий компонент испаряется в большей степени, чем высококипящий компонент. Значит, в дистилляте содержание низкокипящего компонента выше, чем в исходной смеси, а в остатке наоборот: содержание низкокипящего компонента ниже, чем в исходной смеси. В этом и является отличие перегонки от выпаривания (при выпаривании растворенное вещество нелетучее, а в пары переходит только летучий компонент).

---

Смотрите также файлы

• Контрольная работа по дисциплине Оценка и аттестация персонала Исполнитель Потапов В. Г.docx

• Гештальт подход и творческие методы в коррекции страхов у детей дошкольного возраста. Педагог психолог.pptx

• 7 Действия личного состава при возникновении аварийных ситуаций возникающих в ходе тушения пожара. (Часть 1).docx

• Решение m t r2 120 где m активность источника облучения, мгэкв Ra t время облучения за рабочую неделю, ч.docx

• Проектирование сто на базе атп.docx