Способы выражения концентрации растворов(процентная, молярность, нормальность, моляльность, титр).

Важными количественными характеристиками растворов являются концентрация и растворимость. Концентрация это количество вещества в определенном объеме раствора или растворителя. 1) процентная концентрация — отношение массы данного вещества в растворе к массе всего раствора. Выражается в % и показывает сколько граммов вещества содержится в 100 гр раствора. 2)Молярная концентрация выражается числом моль растворенного вещества в одном литре раствора.

С(х)=n(x) / V, n=m / M, C(x)=m(x)/ (M(x)*V). обозначается ч/з М. 1М — 1 моль в литре раствора. 3)нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалента) число грамм эквивалента содержащийся в одном литре раствора[Н]. N(x)=n_Э(х)/V=m(x)/(M_Э(х)*V). Эквивалент — реальное или условное частица вещества который может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-то способом эквивалентно одному атому водорода обменных или ОВР или кислотно-основных реакциях. Для вычисления эквивалента надо разделить молярную массу: а) для кислоты — на количество замещаемых атомов водорода. б) для основания — на количество замещаемых гидроксильных групп. в) для солей — на число ионов металла умноженное на его валентность.

4) моляльная — число молей вещества растворенного в 1 кг растворителя (моль/кг). С(х)=n(x)/m₂ =m₁/(m₂*M(x))/

5) титр — это отношение массы вещества к объему раствора.

Закон рауля. Осмос. Физический смысл эбуллиоскопической и криоскопической постоянной.

Закон Рауля: Величина относительного понижения давления пара над раствором по сравнению с чистым растворителем пропорционально концентрации растворенного вещества ∆Р=(Р₀-Р)/Р₀=

Р₀ — давление пара над чистым растворителем, Р — давление пара над раствором, N_г — молярная доля растворенного вещества. Существует два следствия связанные с кипением и замерзанием раствора по сравнению с растворителем.

1) повышение температуры кипения растворов по сравнению с растворителем называется эбуллиоскопия и выражается математическим выражением ∆Т_кип= К_Е*С_m∆∆

К_Е — эбуллиоскопическая постоянная для данного раствора,

С_m — молярная концентрация

2) Криоскопия — показывает температуру замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем. ∆Т_зам= К_к*С_m, К_к — криоскопическая постоянная.

Осмос (от греч. osmos — толчок, давление), односторонний перенос растворителя через полупроницаемую перегородку (мембрану), отделяющую раствор от чистого растворителя или раствора меньшей концентрации. Обусловлен стремлением системы к термодинамическому равновесию и выравниванию концентраций раствора по обе стороны мембраны.

Осмотическое давление — это сила приходящееся на единицу поверхности и заставляющая проникать молекулы растворителя через полупроницаемую перегородку. Не зависит от природы растворителя и растворенного вещества. Р_осм=cRT.

Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Константа диссоциации.

Электролиты — это вещества, которые проводят эл. ток если они находятся в растворенном или расплавленном состояниях. Носителями электричества в растворе являются анионы(-), катионы(+). При растворении солей, кислот, оснований в воде происходит диссоциация этих веществ с образованием эл. заряженных частиц катионов и анионов. Эл проводимость водных растворов пропорционально общей концентрации ионов в растворе.

i - изотонический коэффициент — показывает, во сколько раз осмотическое давление данного раствора больше нормального.

∆Т_кип=i * K_E*C_m

Аррениус ввел понятие степень электролитической диссоциации α — это отношение числа продиссоциирующих молекул на ионы к общему числу молекул.

α = (i-1)/(k-1) k — это число от2 до 4

электролитическая диссоциация вызывается взаимодействием полярных молекул растворителя с частицами растворимого вещества. Это взаимодействие приводит к поляризации связей и происходит образование ионов за счет ослабления и разрыва связей в молекулах растворяемого вещества.

электролиты:

а) сильные -  = 1: сильные кислоты, сильные основания, все соли — вещества которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы.

б) слабые -  < 1: слабые кислоты, слабые основания, вода — вещества, частично диссоциирующие на ионы.

Константа диссоциации является важной характеристикой слабых электролитов так как указывает на прочность их молекул в данном растворе (для сильных электролитов константы диссоциации отсутствуют).

Закон разбавления Освальда: с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается