25. Концентрация растворов: нормальная концентрация. Расчет молярной массы одного эквивалента для различных классов соединений.

Нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалента) (Сн) – показывает число эквивалентов растворенного вещества, содержащегося в одном литре раствора.

Сн= mx * 1000/Mэ*V

mx – масса растворенного вещества; m=V*p; m=mx+m(растворителя)

V- объем (мл)

Мэ – молярная масса эквивалента (эквивалентная масса) г/моль

Основание: Мэ=Мосн/N(OH)

Кислота: Мэ=М(кислоты)/N(H+)

Соль: Мэ = М(соли)/N(Mex+)*B(Me)

1н –однонормальный раствор (Сн=1моль/л)

0,5 – пятидецинормальный раствор

0,02 – двусантинормальный раствора

25. Концентрация растворов: нормальная концентрация. Расчет молярной массы одного эквивалента для различных классов соединений.

Нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалента) (Сн) – показывает число эквивалентов растворенного вещества, содержащегося в одном литре раствора.

Сн= mx * 1000/Mэ*V

mx – масса растворенного вещества; m=V*p; m=mx+m(растворителя)

V- объем (мл)

Мэ – молярная масса эквивалента (эквивалентная масса) г/моль

Основание: Мэ=Мосн/N(OH)

Кислота: Мэ=М(кислоты)/N(H+)

Соль: Мэ = М(соли)/N(Mex+)*B(Me)

1н –однонормальный раствор (Сн=1моль/л)

0,5 – пятидецинормальный раствор

0,02 – двусантинормальный раствора

26.Концентрация раствора: молярная концентрация.

Молярная концентрация (См) – показывает число моль растворенного вещества, содержащегося в одном литре раствора.

См=mx * 1000/M*V

mx – масса растворенного вещества

M – молярная масса вещества (г/моль)

V- объем (мл)

1м(См=1моль/л) – молярный раствор

0,1 м(См=0,1 моль/л) - децимолярный раствор

0,01м(См=0,01 моль/л) – сантимолярный раствор

27. Концентрация растворов: моляльная концентрация. Определите, сколько грамм кон и воды требуется взять, чтобы приготовить 20 мл 0,5m раствора.

Моляльная концентрация (Сm) – показывает число моль растворенного вещества, приходящегося на один кг растворителя.

Сm=mx*1000/М*m(растворителя) моль/кг

mx – масса растворенного вещества

M – молярная масса вещества (г/моль)

28.Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты (определение). Степень диссоциации электролитов. Теория электролитической диссоциации. Определение кислот и оснований. Приведите примеры реакций диссоциации.

Электролиты - это вещества, растворы и расплавы, которые проводят электрический ток.

Слабые электролиты существуют в растворах преимущественно в виде молекул, лишь незначительная часть молекул распадается на ионы. Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым и в системе существует динамическое равновесие, которое может быть описано константой равновесия , называемой константой диссоциации.

Степень диссоциации слабого электролита обратно пропорциональна концентрации и прямо пропорциональна разбавлению раствора.

α=

Сильные электролиты в растворах существуют в виде ионов.

Степень диссоциации: α>30% – сильные, α<3% - слабые, 3%< α<30% - средние.

Стабильность ионов в растворе достигается за счет гидратации молекулами растворителя. Например: NaCl-> +

К сильным электролитам относятся HClO4, HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4 – кислоты; щелочи – NaOH, KOH, CsOH; соли с ионной кристаллической решеткой – NaCl, KBr, Li2SO4/

Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса:

1. Электролиты в растворах распадаются на ионы, диссоциируют положительно заряженные ионы, катионы, отрицательно заряженные анионы.

2. Диссоциация - это процесс обратимый.

3. Силы взаимодействия ионов с молекулами растворителя и с друг другом малы, то есть растворы являются идеальными.

4. Диссоциация электролитов в растворе происходит под действием полимерных молекул растворителя

Для оценки полноты диссоциации вводится понятие степени диссоциации(α), которая ровна отношению числа молекул распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул электролита в растворе (N).

α=n/N(max=1); α=(n/N) *100% (max = 100%)

В зависимости от степени диссоциации электролиты делят:

1. α>30% - сильные электролиты; практически все растворимые соли, щелочи (NaOH, KaOH), некоторые минеральные кислоты (H2SO4, HNO3, HCl, HClO4, HBr, HJ)

2. α<3% - слабые электролиты; вода (H2O), NH4OH, не растворимые и малорастворимые соли и основания, органические кислоты(HCOOH, CH3COOH), некоторые минеральные кислоты (H2CO3, HCN, H2S,HNO2, HCNS)

3. 3%<=α<=30% - электролиты средней силы; H2SO3, H3PO4, некоторые органические кислоты.

Величина степени диссоциации зависит от природы растворителя, растворенного вещества, концентрации раствора и температуры.

1)Кислота – электролит при диссоциации которого в качестве катиона, образуются катионы водорода Н+

1. HCl +

2. Диссоциация много основных кислот идет ступенчато в том случае если кислота является слабым электролитом, то диссоциация по второй и по следующим ступеням не значительна.

H2SO3 +

HSO3 +

2)Основание – это электролиты при диссоциации которых в качечтве анионов образуются гидрооксид – ионы (ОН-)

а. NaOH +

Основание многозарядных катионов диссоциирует ступенчато и как правило по первой ступени

б. 1) Al(OH)3 +

2)  +

3)  +

Реакции нейтрализации: NaOH + HCl = NaCl + H₂O (молекулярное)

Н⁺ + ОН⁻ = Н₂О. (сокращенное ионное)

Ba(NO3)2 +H2SO4->BaSO4(осад) +2HNO3

+ ->BaSO4(ос)

NH4+NaOH->NH4OH+NaCl

+ ->NH4OH