ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 10.04.2019
Просмотров: 1914
Скачиваний: 2
Вопрос №42. Способы выражения концентрации растворов.
Концентрация – количество вещества на единицу массы объема раствора или
растворителя.
Массовая доля – отношение массы растворенного вещества к массе раствора.
w=(mb/m)*100%
Объемная доля – отношение объема вещества к объему всего раствора
Молярная доля – отношение количества растворенного вещества к сумме количеств всех
веществ, составляющих раствор.
w=nb/(na+nb) nb=mb/µb
Молярная концентрация (молярность) – отношение количества растворенного вещества к
объему раствора.
w=nb/V
Моляльная концентрация (моляльность) – отношение количества растворенного вещества
к массе растворителя.
w=nb/ma
Молярная концентрация эквивалентов – отношение числа эквивалентов растворенного
вещества к объему раствора.
w=nэ/V
Вопрос №43. Закон Рауля.
При данной температуре давление насыщенного пара над каждой жидкостью – величина
постоянная. Опыт показывает, что при растворении в жидкости какого-либо вещества
давление насыщенного пара этой жидкости понижается. Таким образом, давление
насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым
растворителем при той же температуре. Разность между этими величинами принято
называть понижением давления пара над раствором. Отношение величины этого
понижения к давлению насыщенного пара над чистым растворителем называется
относительным понижением давления пара над раствором.
Закон Рауля: Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над
раствором равно молярной доле растворенного вещества.
Явление понижения давления насыщенного пара над раствором вытекает из принципа
Ле-Шателье. Изначально жидкость и пар находятся в равновесии. При растворении в
жидкости какого-либо вещества концентрация молекул растворителя уменьшается.
Система стремится компенсировать это воздействие. Начинается конденсация пара и
новое равновесие устанавливается при более низком давлении насыщенного пара.
Кривая кипения для раствора лежит ниже, чем для воды. При переходе от воды к
раствору изменяется положение кривой плавления в сторону понижения температуры.
Кривые кипения и плавления расположены тем дальше от соответствующих кривых воды,
чем концентрированнее раствор.
Вопрос №44. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
Самопроизвольный процесс перемещения вещества, приводящий к выравниванию его
концентрации, называется диффузией. В ходе диффузии некоторая первоначальная
упорядоченность в распределении веществ сменяется полной беспорядочностью их
распределения. При этом энтропия системы возрастает.
Осмосом называется процесс односторонней диффузии через полупроницаемую
мембрану молекул растворителя в сторону большей концентрации растворенного
вещества (меньшей концентрации растворителя).
Осмотическое давление – давление растворенного вещества, численно равное внешнему
давлению, которое нужно приложить, чтобы прекратить осмос.
По закону Вант-Гоффа осмотическое давление раствора численно равно тому газовому
давлению, которое имело бы растворенное вещество, будучи переведенным в
газообразное состояние в том же объеме и при той же температуре. π=cRT.
Для растворов электролитов закон принимает вид π=icRT, где i – изотонический
коэффициент, по определению равный отношению числа всех частиц вещества к числу
растворенных частиц.
Вопрос №45. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень
электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент.
Растворы некоторых веществ (солей, кислот и щелочей) отклоняются от законов Рауля и
Вант-Гоффа. Обобщая экспериментальные данные Вант-Гофф пришел к выводу, что
растворы этих веществ всегда ведут себя так, будто содержат больше частиц
растворенного вещества, чем это следует из аналитической концентрации. Для учета
этих отклонений он ввел в законы изотонический коэффициент, определяемый
следующим образом:
i=π(эксп)/ π(теор)=ΔTкип (эксп)/ ΔTкип (теор)= ΔTзам (эксп)/ ΔТзам (теор).
Для растворов электролитов, т.е. веществ, проводящих электрический ток,
изотонический коэффициент всегда больше 1.
Для объяснения особенностей свойств растворов электролитов Аррениус предложил
теорию электролитической диссоциации, основывающуюся на следующих постулатах:
1. Электролиты в растворах распадаются на ионы – диссоциируют;
2. Диссоциация является обратимым равновесным процессом;
3. Силы взаимодействия ионов с молекулами растворителя и друг с другом малы.
Диссоциация электролитов происходит в растворе под действием полярных молекул
растворителя; наличие ионов в растворе предопределяет его электропроводность. Для
оценки полноты диссоциации в теории электролитической диссоциации вводится понятие
степени диссоциации, которая равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы, к
общему числу молекул. В растворе устанавливается динамическое равновесие между
недиссоциированными молекулами и ионами. Исходя из степени диссоциации все
электролиты делятся на 3 группы:
1. Сильные электролиты – электролиты, степень диссоциации близка к 1. К ним
относятся например HCl, H2SO4, HNO3, NaOH, KOH, NaCl
2. Средние электролиты – электролиты, диссоциирующие частично (от 0,03 до 0,3).
H3PO4, Mg(OH)2.
3. Слабые электролиты практически не диссоциируют. К ним относятся плохо
растворимые соли, большинство органических кислот, H2S, Cu(OH)2.
С уменьшением концентрации электролита степень его диссоциации возрастает, так как
при разбавлении раствора уменьшается вероятность эффективного столкновения
разноименных ионов. Повышение температуры ведет к увеличению кинетической
энергии движения всех частиц в растворе и в молекуле электролита, что приводит к
более эффективному разрыву молекул на ионы.
Вопрос №46. Теория электролитической диссоциации. Физическая теория
Аррениуса, химическая Д.И. Менделеева и современный взгляд на диссоциацию.
Электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы при его
растворении или плавлении.
Для объяснения особенностей свойств растворов электролитов Аррениус предложил
теорию электролитической диссоциации, основывающуюся на следующих постулатах:
1. Электролиты в растворах распадаются на ионы – диссоциируют;
2. Диссоциация является обратимым равновесным процессом;
3. Силы взаимодействия ионов с молекулами растворителя и друг с другом малы.
Однако эта теория не учитывала всей сложности явлений в растворах. В частности, она
рассматривала ионы как свободные, независимые от молекул растворителя частицы.
Теории Аррениуса противостояла химическая, или гидратная, теория растворов
Менделеева, в основе которой лежало представление о взаимодействии растворенного
вещества с растворителем.
Современная теория объединила теории Аррениуса и Менделеева. Распадаться на ионы
могут только те молекулы, химическая связь в которых имеет достаточно высокую
степень ионности. Полярность связи способствует проявлению большой
электростатической составляющей межмолекулярного взаимодействия молекул
растворителя и электролита. Чтобы ионы, входящие в состав молекулы электролита,
меньше притягивались друг к другу, растворитель должен обладать высоким значением
относительной диэлектрической проницаемости. Такие растворители называются
ионизирующими. Вещества могут распадаться на ионы и при их расплавлении, когда
энергии теплового движения оказывается достаточно для разрыва полярных связей.
Вопрос №47. Реакция в растворах электролитов, их направленность. Смещение
ионных равновесий.
Равновесие в растворах электролитов, как и всякое другое химическое равновесие,
сохраняется неизменным, пока определяющие его условия не меняются.
Так, равновесие нарушается при изменении концентрации одного из участвующих в том
равновесии ионов: при ее увеличении происходит процесс, в ходе которого эти ионы
связываются. В соответствии с принципом Ле-Шателье система стремится
компенсировать внешнее воздействие, поэтому растворимость электролита уменьшается
от введения в раствор одноименных ионов.
Обязательным условием протекания реакции между электролитами является удаление из
раствора тех или иных ионов, например, вследствие образования слабо диссоциирующих
веществ или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Иначе говоря,
реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее
диссоциированных или наименее растворимых веществ.
Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их
солей. Аналогично протекают реакции между сильными основаниями и солями слабых
оснований.
При нейтрализации сильной кислоты сильным основанием в растворе образуется только
один слабый электролит – вода. При этом равновесие сильно смещено вправо, поэтому
реакция идет до конца. При нейтрализации же слабой кислоты сильным основанием в
растворе существуют, по крайней мере, 2 слабых электролита, поэтому система доходит
до состояния равновесия.
Вопрос №48. Ионное произведение воды. Водородный показатель как химическая
характеристика раствора.
Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но все же обладает измеримой
электрической проводимостью, которая объясняется небольшой самодиссоциацией воды
на ионы водорода и гидроксид-ионы.
Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле K=[H][OH]/[H2O]
Kw=K*[H2O]=10
-14
моль
2
/л
2
(при температуре 25 градусов)
Константа Kw, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов,
называется ионным произведением воды. Она является постоянной величиной не только
для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. С
повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растет и Kw.
Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы,
называются нейтральными растворами. В кислых растворах больше концентрация ионов
водорода, в щелочных – концентрация гидроксид-ионов. Но какова бы ни была реакция
раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается
постоянным. Т.е. если известна концентрация ионов водорода в растворе, то и
определена концентрация гидроксид-ионов. Поэтому как степень кислотности, так и
степень щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией
ионов водорода.
Нейтральный раствор [H]=10
-7
Кислый раствор [H]>10
-7
Щелочной раствор [H]<10
-7
Кислотность или щелочность растворов можно выразить и другим, более удобным
способом: вместо концентрации ионов водорода указывают ее десятичный логарифм,
взятый с противоположным знаком. Эта величина называется водородным показателем и
обозначается через pH.
Для измерения pH существуют различные методы. Приближенно реакцию раствора
можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами,
окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее
распространенные индикаторы – метилоранж (красный, оранжевый, желтый),
фенолфталеин (бесцветный, бледно-малиновый, малиновый) и лакмус (красный,
фиолетовый, синий).
Вопрос №49. Гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение
растворимости.
Константой кислотности называется величина, определяющая полноту диссоциации
слабой кислоты при данной температуре. Аналогично с константой основности. Эти
константы зависят от природы электролита, растворителя, от температуры.
Многоосновные кислоты и основания двух- и более валентных металлов диссоциируют
ступенчато. При ступенчатой диссоциации распад по последующей ступени всегда
происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Это объясняется тем, что энергия,
которую нужно затратить для отрыва иона, минимальна при его отрыве от нейтральной
молекулы и становится больше при диссоциации каждой следующей ступени. Полная
константа кислотности или основности равна произведению констант по всем ступеням.
K=a
2
c/1-a, a – степень диссоциации, с – концентрация электролита. Закон разбавление
Оствальда. Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала, уравнение
закона Оствальда упрощается (можно отбросить знаменатель).
При растворении электролита в раствор переходят не молекулы, а ионы; следовательно,
равновесие в растворе устанавливается между твердым веществом и перешедшими в
раствор ионами. В насыщенном растворе электролита произведение концентраций его
ионов постоянно при данной температуре. Эта величина характеризует способность
электролита растворяться; ее называют произведением растворимости электролита.
Численное значение равно квадрату растворимости данного вещества. Произведение
растворимости, вычисленное без учета коэффициентов активности, является постоянной
величиной только для малорастворимых электролитов и при условии. что концентрации
других находящихся в растворе ионов невелики.
Вопрос №50. Гидролиз солей, его зависимость от температуры, разбавления и
природы солей (три типичных случая). Константа гидролиза. Практическое значение
в процессах коррозии металла.
Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части
вещества соединяются с составными частями воды.
В случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания,
реакции протекают не до конца. Значит при этом в той или иной степени протекает и
обратная реакция (взаимодействие соли с водой), приводящая к образованию кислоты и
основания. Это и есть гидролиз соли.