Способы выражения концентрации растворов.

- массовая доля растворенного вещества, выражается в долях от единицы

m _в – масса растворенного вещества

m – общая масса раствора

- молярная концентрация или молярность (частиц (x)), моль/л

n(x) – количество вещества частиц x, содержащихся в растворе, моль

V – объем раствора, л

Раствор, в 1 литре которого содержится 1 моль растворенного вещества, называется молярным. Обозначается буквой М.

Например, 1М NаОН – молярный раствор: 1л раствора содержит 1 моль вещества или 1 моль × 40 г/моль = 40 г NаОН

Растворимость – это свойство вещества растворяться в воде или в другом растворителе.

Насыщенный раствор – это такой раствор, который находится в динамическом равновесии с избытком растворенного вещества.

Коэффициент растворимости или растворимость вещества выражается максимальным числом граммов вещества, которое можно растворить в 100 г растворителя при данной температуре.

Электролиты и неэлектролиты

Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами (кислоты, основания и почти все соли).

Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами (большинство органических соединений и вещества с неполярными и малополярными ковалентными связями).

Распад электролитов при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией.

NaCl в воде: NaCl «Na⁺ + Cl^-

хлорид ион ион

натрия натрия хлора

Теория электролитической диссоциации

I.Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы –

положительные и отрицательные.

ионы простые (Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺)

сложные (NO₃^-, SO₄^2-, РО₄^3-)

II. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение:

положительно заряженные (катионы) ® к катоду,

отрицательно заряженные (анионы) ® к аноду.

III. Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация)

КА «К⁺ + А^-

Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

НСl «Н⁺ + Сl^-

СН₃СООН «Н⁺ + СН₃СОО^-

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации.

НСl – одноосновная, Н₂S – двухосновная, Н₃РО₄ – трехосновная.

Диссоциируют ступенчато двух- и многоосновные кислоты:

Н₃РО₄ «Н⁺ + Н₂РО₄^- (1 ступень)

Н₂РО₄^- «Н⁺ + НРО^2-₄ (2 ступень)

НРО^2-₄ «Н⁺ + РО^3-₄ (3 ступень)

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

КОН «К⁺ + ОН^-

NН₄ОН «NН₄⁺ + ОН^-

Основания, растворимые в воде, называются щелочами – это основания щелочных и щелочноземельных металлов.

Кислотность основания определяется числом гидроксильных групп (гидроксогрупп).

NН₄ОН – однокислотное, Са(ОН)₂ – двухкислотное, Fе(ОН)₃ – трехкислотное.

Амфотерные электролиты при диссоциации образуют одновременно катионы водорода и гидроксид-ионы (вода, гидроксиды Zn, Al,Cr …)

Zn²⁺ + 2OH^- «Zn(OH)₂ + 2H₂O «[Zn(OH)₄]^2- + 2Н⁺

 

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также катионы аммония NН₄⁺) и анионы кислотных остатков.

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

Степень диссоциации

, где

a - степень диссоциации; выражается в долях от единицы или в %.

N ^/ - число распавшихся на ионы молекул

N – общее число молекул вещества, внесенных в раствор

Сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы, к ним относятся:

1. Почти все соли

2. Многие минеральные кислоты, например: Н₂SО₄, НNО₃, НСl, НВr …

3. Основания щелочных и щелочноземельных металлов (щелочи)

Слабые электролиты при растворении в воде частично диссоциируют на ионы, к ним относятся:

1. Почти все органические кислоты

2. Некоторые минеральные кислоты, например: Н₂СО₃, Н₂S, НNО₂, НСlО …

3. Многие основания металлов (не щелочи), а также NН₄ОН, вода

Рассмотрим диссоциацию слабого электролита: СН₃СООН↔ Н⁺ + СН₃СОО^-

Уравнение реакции показывает, что между недиссоциированной частью молекул и ионами установилось равновесие, которое можно выразить следующим образом:

К = [H⁺] [CH₃COO^-] / [CH₃COOH]

В этом случае константа равновесия характеризует диссоциацию вещества в растворе и носит название константы диссоциации.

Константа диссоциации зависит от температуры, но не зависит от концентрации, поэтому является более общей характеристикой электролита, чем степень диссоциации.

Между концентрацией электролита в растворе, его степенью и константой диссоциации существует зависимость

К = С λ² / 1- λ;

В такой форме это уравнение выражает закон, известный под названием закона разбавления.

Для слабого электролита при небольших разбавлениях его степень диссоциации λ мала и величина 1- λ мало отличается от единицы. Следовательно, для этого случая можно писать: К ≈ С λ² λ ≈ √ К/С;

Сильные электролиты закону действующих масс не подчиняются. У сильных электролитов, вследствие большого числа ионов, начинает заметно сказываться наличие электростатического взаимодействия ионов друг с другом, в результате каждый ион окружен «ионной атмосферой», состоящей из ионов противоположного заряда, что уменьшает его подвижность. Межионные силы влияют на все свойства электролита. Они понижают активность ионов, а последние в реакциях проявляют себя так, будто их концентрация меньше действительной. Для учета этого влияния вводят понятие активность.

Активностью иона или молекулы называется их концентрация, соответственно которой они действуют в химических реакциях.

Отношение активности к концентрации электролита называется коэффициентом активности ƒ = а/С, отсюда а = ƒ∙ С.

В разбавленных растворах слабых электролитов ƒ = 1, т.е. действия ионов не стеснены и а= С, поэтому в уравнении констант равновесия пишут обычно концентрации, а не активности ионов. Ионно-молекулярные, или просто ионные, уравнения реакций обмена отражают состояние электролита в растворе. В этих уравнениях сильные растворимые электролиты, поскольку они полностью диссоциированы, записывают в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые и газообразные вещества записывают в молекулярной форме.

В ионно-молекулярном уравнении одинаковые ионы из обеих частей исключаются. При составлении ионно-молекулярных уравнений следует помнить, что сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов в правой части уравнения.

Пример: Написать ионно-молекулярное уравнение реакции взаимодействия между водными растворами FeCl₃ и NaOH

1. Запишем уравнения взаимодействия указанных веществ в молекулярном виде:

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃¯ + 3NaCl

2. полное ионное уравнение

Fe³⁺ + 3Cl^- + 3Na⁺ + 3OH^- = Fe(OH)₃¯ + 3Na⁺ + 3Cl^-

3. сокращенное ионное уравнение

Fe³⁺ + 3OH^- = Fe(OH)₃¯

¯ - выпадает в виде осадка

­ - удаляется в виде газа

Если в таких реакциях не происходит изменения зарядов ионов, то реакции

являются ионнообменными.

Вода – слабый электролит, и в незначительной части диссоциирует на ионы:

Н₂О «Н⁺ + ОН^-

Из уравнения электролитической диссоциации видно, что вода может проявлять и кислотные и основные свойства.

Произведение концентрации водородных и гидроксильных ионов, называемое ионным произведением воды (Кв), является величиной постоянной и при температуре 22⁰С.

Кв = [Н⁺] [ОН^-] = 10^-14

Поскольку вода является идеальным амфолитом и посылает в раствор равное количество водородных и гидроксильных ионов, то их концентрация в чистой воде равна и составляет

[Н⁺] = [ОН^-] = = 10^-7 г-ион/л

Концентрация [Н⁺] и [ОН^-] являются сопряженными величинами, и понижение одной из этих величин в растворе какого-либо электролита влечет за собой увеличение другой величины. Поскольку пользоваться числами с отрицательными степенями неудобно, то были введены понятия водородного (рН) и гидроксильного (рОН) показателей.

Водородным показателем называется отрицательный десятичный логарифм концентрации (активности) ионов водорода

рН = - lg [Н⁺] (для разбавленных растворов)

рН = - lg a Н⁺ (для концентрированных растворов).

Гидроксильным показателем называется отрицательный десятичный логарифм концентрации (активности ионов гидроксила)

рОН = - lg [ОН^-] (для разбавленных растворов)

рОН = - lg a ОН^- (для концентрированных растворов).

Водородный и гидроксильный показатели связаны между собой уравнением:

рН + рОН = 14

Величиной рН удобно пользоваться для выражения реакции водных растворов.

Нейтральная среда: рН = рОН = 7;

Кислая среда: рН<7;

Щелочная среда рН > 7.

Методические рекомендации к теме.

Формулы для вычисления [H⁺] в растворах

Сильная кислота Сильное основание (щелочь)

[H⁺] = C_{N к-ты} [OH^-] = C_{N щел.}

слабая кислота слабое основание

[H⁺] = [OH^-] =

ацетат. буфер. р-р аммиач. буф. р-р

[H⁺] = К_{д. к-ты} [OH^-] = К_осн