пособие по химии

7.1. Основные понятия

Растворы - это однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух и более компонентов (составных частей) и продуктов их взаимодействия, содержание которых можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности. По агрегатному состоянию растворы бывают газообразные, жидкие и твердые.

Количественный состав растворов наиболее часто характеризуется массовой долей растворенного вещества и молярной концентрацией.

Массовая доля растворенного вещества - безразмерная физическая величина, равная отношению массы растворенного вещества к общей массе раствора:

_{вещества} = m_{вещества} / m_{pаствора}, (11)

где _{вещества} - массовая доля растворенного вещества (в долях единицы или процентах), m_{вещества} - масса растворенного вещества и m_{pаствора} - общая масса раствора. Массовая доля (в %) показывает, сколько граммов растворенного вещества содержится в 100 г раствора.

Молярная концентрация или молярность - величина, равная отношению количества растворенного вещества к объему раствора:

С_м(X) = (X) / V (12)

где С_м(Х) - молярная концентрация частиц Х; (X) - количество вещества частиц Х, содержащихся в растворе; V - объем раствора.

Молярная концентрация показывает, сколько молей растворенного вещества содержится в 1 литре раствора.

Молярная концентрация выражается размерностью моль/л и обозначается, как С_мили М. Например, 0,01 М KOH - сантимолярный раствор гидроксида калия: 1 л такого раствора содержит 0,01 моль вещества или 0,01 моль^.56 г/моль = 0,56 г КОН.

Растворимость - свойство вещества растворяться в воде или другом растворителе. По растворимости вещества делятся на хорошо растворимые, мало растворимые и практически нерастворимые.

Растворимость зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от температуры и давления (для газов). Это процесс самопроизвольный.

Насыщенный раствор - раствор, находящийся в динамическом равновесии с избытком растворяемого вещества. Количественно растворимость выражается концентрацией насыщенного раствора, под которой понимают максимальное число граммов вещества, растворимое в 100 г растворителя при данной температуре. Это количество называют коэффициентом растворимости или просто растворимостью (L) вещества.

Кристаллогидраты - кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, например, Na₂CO₃^.10H₂O. Вода, входящая в состав кристаллогидратов, называется кристаллизационной.

Электролиты - вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и проводящие электрический ток (HСl, NaOH, NaCl и др.). Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются, называются неэлектролитами (N₂, CHCl₃, CH₄ и др.).

Распад электролитов на ионы при растворении их в растворителе называется электролитической диссоциацией.

Основные положения теории электролитической диссоциации (С. Аррениус, Д.И. Менделеев):

1. Диссоциация электролитов происходит под действием полярных молекул растворителя.

2. Диссоциация - обратимый процесс. Параллельно с распадом молекул на ионы протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоци-ация). Диссоциация сильных электролитов практически необратима.

3. Диссоциирующие молекулы распадаются на катионы - положительно заряженные - и анионы - отрицательно заряженные частицы.

4. Суммарный заряд всех катионов равен суммарному заряду всех анионов.

5. Диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований проходит ступенчато, причем в основном идет по первой ступени.

Степень диссоциации () - это отношение числа распавшихся на ионы молекул (N) к общему числу растворенных молекул (N_о):

 = N / N_о (13)

или отношение молярной концентрации продиссоциировавших молекул электролита (С_дис.) к аналитической (взятой по приготовлению) концентрации растворенного вещества (С₀):

 = С_дис / С_о(14)

Cтепень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах, зависит от концентрации и температуры. При уменьшении концентрации электролита степень его диссоциации всегда увеличивается.

По степени диссоциации электролиты делятся на сильные, средние и слабые. Сильные электролиты практически полностью распадаются на ионы, у слабых большая часть растворенного вещества находится в форме молекул. К сильным электролитам относятся многие минеральные кислоты (HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HClO₃, HMnO₄), щелочи, почти все растворимые соли.

HCl  H^ + Cl^; H₂SO₄  H^ + D H^ + ;

KOH  K^ + OH^; K₂SO₄  2K^ + ; KHS  K^ + HS^ D H^ + S²^

Труднорастворимые соли образуют насыщенные растворы. Растворившаяся часть существует в виде ионов.

AgCl D AgCl_р-р  Ag^ + Сl^

К слабым электролитам относятся многие неорганические кислоты, например, HF, H₂CO₃, H₂S, HCN, HClO, H₂SiO₃, H₃BO₃, практически все органические кислоты, гидроксид аммония и все нерастворимые гидроксиды. Вода является очень слабым амфотерным электролитом.

HClO D H^ + ClO^; NH₄OH D + OH^; H₂O D H^ + OH^

К средним электролитам относятся, например, H₂SO₃, H₃PO₄, HNO₂.

H₃PO₄ D H^ + D H^ + D H^ +

Содержание