3.Растворы.

1.Способы выражения концентрации растворов.

Концентрация-физическая величина,показывающая содержание растворённого вещества в определённом количестве раствора. Концентрация может выражаться:1)массовая доля растворённого вещества. 2)молярная концентрация. 3) моляльная концентрация. 4) молярная концентрация эквивалента вещества. 5)Титр вещества. 6)моляльная доля вещества.

1)-безразмерная величина равная отношению массы растворенного вещества к массе растворителя W(В)=n*M/m(р-ра).

2)-величина,показывающая сколько молей растворенного вещества содержится в одном литре раствора. Cm(В)=n(В)/V(р-ра)

3)-показывает какое количество вещества содержится в одном кг. Растворителя. Cm=n(B)/m(р-ля).

4)величина,показывающая количество эквивалентов растворенного вещества,содержащихся в одном литре раствора. Ch=n(экв)/V(р-ра).

5)величина показывающая массу вещества,содержащегося в 1 мл раствора. T=m(B)/V(р-ра).

6)величина показывающая отношение количества растворенного вещества к общему количеству всех веществ в растворе. N(B)=n(B)/n(B)+n(р-ля).

2.Степень и const электролитической диссоциации.Закон разбавления Оствальда.

Электролитическая диссоциация-процесс распада электролита на ионы при растворении в воде,или расплавлении.

α(степень диссоциации)-величина,показывающая какая часть молекул распалась на ионы от общего числа растворенных молекул.

α=(n/N)*100%.

Закон разбавления Оствальда-С уменьшением концентрации электролита степень диссоциации электролита повышается.

Константа электролитической диссоциации-Константа диссоциации Кд характеризует способность данного электролита в среде данного растворителя распадаться на ионы. Чем выше ее значение, тем больше концентрация ионов в сравнении с концентрацией нераспавшихся на ионы молекул электролита.

В общем виде для процесса электролитической диссоциации, выражаемого уравнением:

3.Диссоциация солей,кислот,оснований,амфотерных гидроксидов.

1.Диссоциация кислот-. Диссоциация кислот идет с образованием катиона водорода и анионов кислотного остатка:НСl<=> Н+ + Сl-.

Кислотные остатки могут быть различными, а ион водорода образуется при диссоциации всех кислот.

2.Диссоциация оснований-При диссоциации оснований образуются катионы металла и общие для всех оснований анионы гидроксида ОН-:

K0H<=>K+ + OH--.Таким образом, основания можно определить как соединения, дающие в водном растворе ионы гидроксида.

3.Диссоциация амфотерных гидроксидов- диссоциация таких молекул может происходить как по типу кислоты, так и по типу основания.

Н+ + МеO- <=> МеОН <=> Ме+ + OH-

4.Диссоциация солей-Соли при диссоциации образуют катионы металла и анионы кислотного остатка:

NaN03 <=> Na+ + N03-. Ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет, поэтому соли не обладают общими свойствами.

При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла и сложные ионы кислотного остатка, которые в свою очередь подвергаются диссоциации с образованием ионов Н+: