13) Растворы. Способы выражения концентрации растворов.

Растворы – это однородные гомогенные системы состоящие из растворителя и растворенного вещества и продуктов их взаимодействия.

1. Моляльная концентрация – число моль растворенного вещества приходящегося на100гр. растворителя.

2. Молярная концентрация – показывает число моль растворенного вещества в 1 литре раствора.

3. Процентная концентрация – показывает число грамм растворенного вещества в 100гр. раствора.

4. Эквивалентная – число эквивалентов растворенного вещества в 1 литре раствора.

5. Титр – число грамм вещества в 1мл. раствора.

6. Молярная доля – это отношение числа моль растворенного вещества к сумме моль вещества и растворителя.

14) Растворы неэлектролитов. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

Неэлектролиты − это вещества, которые в растворе не распадаются на ионы и их растворы не проводят электрический ток.

Осмос - Явление односторонней диффузии молекул растворителя в раствор через полупроницаемую перегородку называют

Осмотическое давление - это то давление, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно, находясь в газообразном состоянии при той же температуре, занимало тот же объем, который занимает раствор.

Изучение осмотического давления разбавленных растворов показало, что оно не зависит от природы компонентов раствора и возрастает пропорционально молярной концентрации растворенных веществ (С_М) и абсолютной температуре раствора – закон Вант – Гоффа.

15) Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Степень и константа диссоциации. Диссоциация слабых и сильных электролитов.

Электролиты – это вещества, растворы которых проводят электрический ток.

Теория электролитической диссоциации Аррениуса.

В основе этой теории лежит представление о том, что при растворении электролитов происходит диссоциация (распад) их молекул на электрически заряженные частицы – ионы (катионы и анионы).

Количественно процесс диссоциации характеризуется степенью диссоциации () и константой диссоциации К_д.  равна отношению числа продиссоциировавших молекул к общему числу молекул электролита.

Для сильных электролитов в водном растворе по определению α = 1: диссоциация таких электролитов протекает необратимо (до конца), и степень превращения растворенного вещества в ионы полная.  Для слабых электролитов степень диссоциации (отношение молярной концентрации продиссоциировавшего вещества c_д к общей концентрации вещества c_B в растворе):

α = c_д / c_B всегда меньше единицы, но больше нуля (0 < α < 1).

16) Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Гидролиз солей. Различные случаи гидролиза солей. Степень и константа гидролиза.

Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели

Вода является очень слабым амфотерным электролитом. Электролитическая диссоциация её выражается уравнением:

Константа диссоциации воды составляет

Так как вода диссоциирует в крайне малой степени, то можно считать, что [H₂O] – величина постоянная, она равна

Тогда К_д·[H₂O]=[H⁺]·[OH^-]=1,8·10^-16·55,56=1·10^-14=K_W

Величина K_W=[H⁺]·[OH^-] называется ионным произведением воды и является постоянной не только для чистой воды, но и для разбавленных водных растворов любых веществ. С повышением температуры K_W увеличивается, с понижением – уменьшается. Однако для комнатной температуры можно во всех случаях принимать K_W=10^-14.

Если [H⁺]>10^-7 моль/л, то [OH^-] будет меньше этой величины и раствор станет кислым. Наоборот, щелочной раствор соответствует [OH^-]>10^-7 моль/л при [H⁺] меньше этой величины.

В кислой среде водородный показатель pH<7 (6, 5, 4 и т.д.), а гидроксильный pOH>7. В нейтральной среде рН=рОН=7, в щелочной среде рН>7 (8, 9, 10 и т.д.), а рОН<7.