22 Билет Растворы

Растворы- гомогенные смеси переменного состава, состоящие из двух или более компонентов. Растворы делят по размеру частиц растворенного в-ва на истинный и коллоидный.

Истинные р-ры: в таких растворах растворенное в-во диспергированно до атомного или молекулярного состояния. Истинные р-ры термодинамически устойчивы и неограниченно стабильны во времени.

Коллоидные р-ры:это гетерогенные дисперсные системы, в которых частицы растворенного в-ва обладают ультрамикроскопической (коллоидной) степенью дробления. Растворы так же делят по кол-ву растворенного в-ва на разбавленный, концентрированный и насыщенный.

Насыщенный р-р-такой р-р, который находится в равновесии с избытком растворенного в-ва (скорость растворения=скорость кристаллизации).Такой р-р содержит максимально возможное для данных условий кол-во растворенного в-ва. Если скорость растворения превышает скорость кристаллизации, то р-ры образуютсяненасыщенные.

Если наоборот, то пересыщенныер-ры. По соотношению кол-ва растворенного в-ва и растворителя различают растворы разбавленные и концентрированные(р-ры близкие к состоянию насыщения). Концентрация насыщенного р-ра (V,tconst)при строго определенных условиях (p,tconst-растворимость).

Растворсостоит из растворителя, который преобладает в растворе, и растворенного в-ва - это и есть компоненты раствора.

Растворимость-способность в-ва растворяться в растворителе. По растворимости в-ва делят на 3 группы: 1)хорошо растворимые (Р) (10г в-ва на 1л приt=20).

2)малорастворимые (М) (от 0,01г до 10г на 1л воды).

3)нерастворимые (Н) (менее 0,01г на 1л).

Растворимость зависит от природы растворенного в-ва, от tи отpдля газов.

Способы выражения концентрации растворов.

1)Массовая концентрация, массовая доля ω-отношение массы растворенного в-ва m[X] к массе всего р-раm[S] ω=×100%p[S]=, гдеp-плотность р-раS[г/]

2)Молярная концентрация, молярность (М)-число молей растворенного в-ва[X], содержащегося в 1л р-раV[S],[моль/л;моль/] М==

3)Эквивалентная концентрация, нормальность -число эквивалентов растворенного в-ва , содержащихся в 1л раствораV[S] [экв/л; моль/л; моль/]===*В

4)Моляльная концентрация, моляльность-число молей растворенного в-ва ν[X], приходящихся на 1кг растворителя[моль/кг]=

5)Титр(Т)показывает кол-во граммов растворенного в-ваm[X], содержащихся в 1мл раствораV[S] [гр/мл] Т===

Температурный коэффициент растворимости характеризует зависимость растворимости от температуры. Чем больше этот коэффициент, тем круче возрастает растворимость соли в воде по мере повышения температуры

Зависимость между растворимостью и температурой очень удобно изображать графически — в виде кривых растворимости. Для построения кривой растворимости откладывают на горизонтальной оси температуру, а на вертикальной — растворимость вещества при соответствующей температуре

23 Билет

1)Молекулы при растворении или расплавлении распадаются на ионы. Катионы(+ионы), анионы(-ионы). Процесс распада молекул электролитов на ионы наз-ся электролитической диссоциацией.

2)В растворе или расплаве ионы движутся хаотически, при пропускании через раствор или расплав катионы(+ионы) движутся к катоду(-электрод), а анионы(-ионы) к аноду(+электрод).

3)Диссоциация-процесс обратимый. Параллельно идут два процесса: диссоциация(распад) и ассоциация(объединение). NaCl↔+

Св-во электролитов в различной степени диссоциации выражается степенью диссоциацииα=*100%

Степень диссоциации - это число, показывающее какая доля молекул распалась на ионы и равная отношению числа распавшихся молекул на ионы(n) к общему числу молекул(N).

По степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые:

Сильныеэлектролиты полностью диссоциируют на ионы.

Слабыеэлектролиты частично диссоциируют на ионы,

α>30% 1) HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, HClO3, H2CrO4, H2Cr2O7, HMnO4.

2)щелочи

3)почти все растворимые соли; α<3%

1) HF, H2S, HCN, H3BO3, H2CO3, H2SiO3, HNO2, H3PO4, H2HPO3, HClO2, HClO.

2)нерастворимые основания +NH4OH.

3)некоторые соли: ZnCl2,HgCl2.

Степень диссоциации α зависит от природы растворителя, природы электролита, от t, от концентрации. К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например спирты, углеводы. Слабые электролиты в растворах диссоциируют не полностью, и с течением времени устанавливается динамическое равновесие между ионами и непродиссоциированными молекулами.

Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов — катионов и анионов

Для характеристики слабых электролитовиспользуют константу диссоциации(константу равновесия для процесса диссоциации). Для уксусной кислоты этот процесс можно записать:CH3COOH↔+=

зависит: от природы диссоциирующих в-в, растворителя иt. Не зависит от концентрации. Чем выше его значение, тем легче в-во распадается на ионы, и тем сильнее электролит. Многоосновные кислоты диссоциируют ступеньчато и каждая ступень имеет свое значение константы диссоциации. На примере: 1.H2CO3↔+HCO31==4,5*. 2.↔=4.7*

1 всегда вышеи намного выше. В растворах диссоциация протекает по первой ступени.

константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита.

Константы диссоциации малорастворимых солей и гидроксидов металлов называются произведением растворимости соответствующих веществ (обозначается ПР) Оствальда закон разбавления

соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита (См. Электролиты) от концентрации раствора:

Здесь К — константа диссоциации электролита,с — концентрация, λ и λ_∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрацииси при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием Действующих масс закона и равенства λ/λ_∞= α, где α — степень диссоциации. О. з. р. выведен В. Оствальдом в 1888 и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности О. з. р. имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации (См. Электролитическая диссоциация).

 Закон Оствальда справедлив для бинарных электролитов, т.е. веществ, молекулы которых в растворе распадаются на два иона – катион и анион. В случае сильных электролитов, когда α близка к 1, знаменатель дроби стремится к нулю, а константа диссоциации К_д – к бесконечности. Этот закон, установленный физико-химиком Вильгельмом Оствальдом в 1888 г., позволяет, в частности, с высокой точностью определять константы диссоциации многих веществ (за исключением очень сильных электролитов). Дело в том, что величину α удается опытным путем связать с электропроводностью раствора. Таким образом, зная концентрацию раствора, и выяснив в опыте степень диссоциации электролита, можно вычислить и величину К_д.