2. Разбавленые растворы не электролитов.

Вещества которые расподаются на ионы в расплавах или растиорах называются электролитами, которые не росподаются называются не электролитами.

к электролитам относятся кислоты, основания соли, к не электролитам относятся почти все органические вещества. в разбавленных растворах не электролитов малекулы друг с другом не взаимодействуют, они ведут себя как идеальрые газы. например если в сосуд налить раствор сахарозы, а с верху слой чистой воды, то через некоторое время концентрация раствора сахарозы станет одинаковой во всем объеме, в результате диффузии молекул. такая диффузия диухсторонняя. если раствор сахарозы поместить в емкость из полупроницаемой мембраны (цилофан), то диффузия будет односторонней молекулы воды будут просачиваться в раствор сахарозы – это называется осмос.

Осмос – это односторонняя диффузия.

Осмотическое давление – это то давление которое необходимо приложить к раствору, чтобы прекратить осмос. Осмотическое давление растворенно пропорционально концентрации растворенного вещества и обсалютной температуре.

Закон Вант Гоффа: осмотическое давление розбавленного раствора равно тому газовому давлению, которое производило бы растворенное вещество если бы оно притой же температуре находилось в газообразном состоянии и занимало объем раствора.

π = cRT,

где с – концентрация в молях на метр. R – универсальная газовая постоянная. Т – абсолютная температура.

Давление. Пары растворов.

Пар находящийся в равновесии с жидкостью называется насыщенным. Жидкость закипает когда давление ее пара достигает внешнего атмосферного давления. При растворении не летучего вещества давление пара получающегося раствора всегда меньше давления пара чистого растворителя и растворителя над раствором называется понижением давления пара растворителя.

–отн.

Первый закон Рауля: относительное положение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества.

Таким образом его относительному понижению давлению насыщенного пара растворителя над раствором можно определить М – молярную массу растворенного вещества на М₀ – массу растворителя.

Криоскопия, эбуллиоскопия.

Температура кипения раствора всегда выше чем чистого растворителя, а температура замерзания раствора ниже чем температура замерзания растворителя.

∆t – это понижение температуры замерзания.

∆t¢ - это повышение температуры кипения.

Второй закон Рауля.

Повышение температуры кипения раствора прямо пропорционально его молельной концентрации.

∆t ¢= EC,

∆t = KC.

Понижение температуры замерзания прямо пропорционально его молельной концентрации. К – криоскопическая постоянная. Е – это эбуллиоскопическая постоянная.

Они зависят только от природы растворителяи не зависят от природы вещества. Их величины известны. Измерение ∆t называется криоскопией, а измерение ∆t ¢ называется эбуллиоскопией.

3. Растворы электролитов.

При изучении растворов электролитов оказалось, что они не подчиняются законам Рауля, Ван Гоффа. Чтобы распространить эти законы на растворы электролитов ввели газо-тонический коэффициент.

П=icRT, где і – это изотонический коэффициент, он показывает во сколько раз опытные величины больше теоретических. Если i=2 значит частиц в растворе электролита в 2 раза больше чем следовало ожидать, если в 3 то в 3 раза больше, в 4 то в 4 раза больше.

Чтобы объяснить эти отклонения, а также способность растворов электролитов проводить электрический ток. Шведский химик Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации:

1. электролиты при растворении в воде распадаются на ионы;

2. под действием тока, катионы движутся к катоду, анионы к аноду;

3. диссоциация процесс обратимый, обратный процесс ассоциация.

Кислотами в свете теории электролитической диссоциации называются электролиты, которые при диссоциации образуют в качестве катионов только ионы Н⁺.

Основность кислоты - это количество ионов водорода, которая может образовать при диссоциации.

Основания в свете теорию электролитической диссоциации - это вещества которые при диссоциации образуют ионы гидрокса.

Соли в свете теорию электролитической диссоциации - это вещества которые при диссоциации образуют катион металла и ион кислотного остатка.

Диссоциация характеризуется степенью диссоциации, где  - отношение числа распавшихся молекул на общее число молекул.

 зависит от:

1. природы растворителя;

2. природы растворенного вещества;

3. температуры;

4. концентрация раствора;

5. наличие одноименных ионов.

Сильные электролиты диссоциируют практически полностью. К ним относятся:

1. почти все растворимые соли;

2. сильные кислоты;

3. основания щелочных и щелочноземельных металлов.

Слабые электролиты диссоциируют частично. К ним относятся:

1. почти все органические кислоты;

2. слабые минеральные кислоты:

3. некоторые соли:

4. многие основания металлов, кроме сильных;

5. вода.

Ионные уравнения реакции.

Так как электролиты диссоциируют на ионы, то реакции между ними в растворе по суте являются реакциями между ионами.

Первая реакция в молекулярном виде. Вторая неполное уравнение реакции. Третье краткое ионное уравнение реакции. До конца идут реакции в четырех случаях:

- образование осадка;

- выделение газообразного вещества;

- образования малой диссоциирующего соединения;

- образования комплексного соединения.

Амфотерные электролиты - это электролиты которые при диссоциации образуют ионы H⁺ и ОН^-.

Примером является вода и гидроксид аммония.

–может реагировать с кислотами и с щелочами.

Произведение растворимости.

Для количественной характеристики способность электролитов растворяться, используется произведение растворимости. Произведение растворимости - это произведение равновесных молярных концентраций в степенях равных стехиометрическим коэффициентам. В насыщенном растворе:

< ПР_AgCl – не насыщенный.

= ПР_AgCl – насыщенный.

> ПР_AgCl – перенасыщенный (осадок выпадает).

Произведение растворимости - величена постоянная температуре (смотреть в справочнике).

Водородный показатель.

Вода это слабый электролит.Н₂О Н⁺+ ОН^–

Экспериментально установлено, что для воды произведение эти ионов равно 10^-14. [ Н⁺] [ОН^–] =10^-14

Когда [ Н⁺] = 10^-7 – среда нейтральная.

Если [ Н⁺] > 10^-7 – среда кислая.

Если [ Н⁺] < 10^-7 – среда щелочная.

Для количественной характеристики концентрация ионов водорода в растворе пользуются водородным показателем рН= десятичному логарифму концентрации ионов водорода взятому с обратным знаком. Таким образом, если рН<7 среда кислая, если рН =7 нейтральная, если рН>7 среда щелочная.

Для определения среды растворов пользуются индикаторами (фенолфтанол), при рН=8,2-10 приобретает красно-фиолетовый цвет. Метилоранж при рН=3,1– 4,4 приобретает красно-желтый цвет. Лакмус в слабо кислой среде приобретает красный цвет.

Буферные растворы - это растворы с определенной концентрации ионов водорода, которые незначительно изменяются при разбавлении, концентрировании, а также при добавлении небольших количеств кислот и щелочей. Типичный пример буферного раствора - это раствор белка, который во внутренних средах живых организмов рН на постоянном уровне (на определенных пределах).

Гидролиз солей.

Гидролизом называется взаимодействие ионов соли с водой приводящего к образованию слабого электролита. Гидролизу подвергаются соли образованные сильным основанием и слабой кислотой. При этом образуется щелочная среда и гидролиз идет по аниону.

Например: кислая соль гидрокарбонат натрия.

І ст.

Гидролиз идет по аниону.

ІІ ст.

Гидролизу также подвергаются соли образованные слабым основанием и сильной кислотой. В этом случае идет гидролиз по катиону и среда образуется кислая.

- соль основания

рН<7 среда кислая

Гидролизу также подвергаются соли образованные слабым основанием и слабой кислотой. При этом среда может быть либо слабокислой, либо слабощелочной. Что зависит от сравнительной силы кислоты и основания.

Гидролизу не подвергаются соли образованные сильной кислотой и сильным основанием.

Гидролиз идет до конца в том случаи, если в результате образуется малорастворимое соединение (осадок) или выделяется газ.