Энергетические эффекты при растворении.

Процессы растворения – физико-химические процессы. Их физическая частота заключается в том, что растворение связано с распределением структурных единиц одного вещества между структурными единицами другого. Для этого необходимы затраты энергии.

• Теплосодержание (энтропия ) увеличивается, если >0, H₂>H_{1 ,} ;

• Химическая сторона при растворении имеет место взаимодействия между молекулами растворенного вещества и растворителя. Если растворитель вода он называется гидротацией.

Электролитическая диссоциация.

Законы Рауля не соблюдаются для растворов кислот, оснований и солей.

Пример: если приготовить одномолярный раствор KCl, то температура его замерзания будет приблизительно равна –3,5˚С (должна быть равна -2˚С).

На практике оказывается, что

, где

i-изотонический коэффициент.

Такую аномалию можно объяснить только тем, что число частиц растворенных между структурными единицами растворителя почти в два раза выше, чем число молекул KCl. На основании этого шведский ученый Аррениус предположил, что при растворении в воде кислот, оснований и солей их молекулы распадаются, то есть диссоциируют на ионы, что легло в основу теории электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация – это распад веществ на ионы под действием молекул растворителя.

Соединения способные к диссоциации называют электролитами, их водные растворы проводят электрический ток. Их называют проводники второго рода с ионной проводимостью.

Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации - отношение числа молекул распавшихся на ионы (n) к общему числу растворенных молекул (n).

По величине степени диссоциации электролиты делятся на слабые и сильные между 0,03 и 0,3 электролиты средней силы.

Степень диссоциации зависит от природы растворителя, от температуры раствора, от концентрации раствора.

Сильные электролиты.

К сильным электролитам относится: минеральные кислоты (серная, соляная, азотная, фосфорная), гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, металлы I, II группы ПСХЭ (водные растворы таких гидросксидов называются щелочами), большинство солей (имеют ионный тип связи и в узлах кристаллической решетки находятся ионы). Молекулы воды являются диполями (окружающиеся ионы ориентируясь отрицательным полюсом к катиону и положительным к аниону) тем самым разрушая ионную связь. Степень диссоциации таких соединений теоретически должна быть равна 100%, но концентрация ионов, которую можно обнаружить в растворе практическим путем (путем определения электропроводимости раствора) оказывается всегда меньшей, чем теоретически ожидаемая. Поэтому сильные электролиты принято характеризовать величиной (a) активной концентрации (активность).

Активная концентрация ионов – это концентрация ионов в растворе, которая фактически проявляется в определенной величине электропроводности раствора и в целом в химических взаимодействиях иона. Понижение активности по сравнению с заданной концентрации связано с тем, что ионы в растворе окружены противоионами, молекулами растворителя и при своем движении несут с собой так называемую ионную атмосферу. В связи с этим приготовив раствор определенной концентрации данного электролита, необходимо и возможно рассчитать активность металлов a=f·С, где f – коэффициент активности ионов, он зависит от природы растворителя и от концентрации раствора, то что активность иона всегда ниже их концентрации объясняется тем, что ион в растворе взаимодействует с другими ионами, с молекулами воды, окружающей ионной атмосферой, которая снижает его реакционную способность. Зависит от с f=f(С), как правило, f возрастает при снижении С, f=const, С – концентрация ионов в растворе

С(KCl)=1моль/л, С(K⁺)=1моль/л, С(Cl^–)=1моль/л.

21)

Кислоты – это электролиты в водных растворах, которых всегда присутствуют катионы H (протоны); это электролиты, которые диссоциируют катион водорода (H⁺ - HCl, HNO₃, H₂SO₄) и анион кислотного остатка.

HCl→H⁺+Cl^-

HNO₃→ H⁺+ NO₃^-

Многоосновные кислоты (серная, фосфорная) диссоциируют ступенчато.

Кислыми считаются растворы, в которых присутствуют катионы водорода. Протоны в воде гидротируются с образованием иона гидраксония.

2. Основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют анион гидроксильной группы OH^- и катион металла ; это электролиты, в водных растворах которых присутствуют анионогидраксильной группы (OH – гидроксильный анион) и катионы Me ( ). Растворы гидроксидов, щелочных и щелочноземельных металлов называют щелочами. В них всегда присутствует OH и в целом водные растворы, в которых присутствует гидроксид-ион, называют щелочными.

3. Соли – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка.

.

22)