Способы выражения состава растворов
1. Массовая доля (процентная концентрация раствора) – отношение массы растворенного вещества к массе всего раствора:
m (вещества)
ω = ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ · 100%
m (раствора)
2. Молярная концентрация – показывает количество растворенного вещества в 1 л раствора.
n (в-ва)
С = ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶
V(р-ра)(л)
Например, если в 1 л раствора содержится 1 моль вещества, то такой раствор называют одномолярным и обозначают 1М. Размерность молярной концентрации – моль/л
Теория электролитической диссоциации
Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Частицы, которые проводят ток в растворе – это ионы. Они образуются из твердых веществ при их растворении.
Ионы – заряженные частицы: Cl-, Cu2+, NO3-
Катионы – ионы с зарядом +
Анионы – ионы с зарядом –
Свойства ионов очень сильно отличаются от свойств атомов, из которых они образовались!!!
Процесс распада электролитов на ионы в процессе растворения или расплавления называется ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИЕЙ.
К электролитам относятся:
1) вещества, имеющие ионную кристаллическую решетку (соли, гидроксиды) – содержат ионы уже в твёрдом состоянии;
2) вещества с ковалентной сильно полярной связью (кислоты), в процессе растворения образующие ионы.
Неэлектролитами является большинство органических веществ, (кроме кислот и солей, а также фенолов): спирты, эфиры, альдегиды, углеводороды, углеводы.
Как происходит процесс растворения электролита?
Рассмотрим этот процесс на примере растворения поваренной соли и соляной кислоты. Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой – положительно.
Молекула воды отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным – к иону хлора; окружают ионы со всех сторон и вырывают из кристалла, причём только с его поверхности. Свободные ионы, оказавшиеся в водном растворе, окружаются полярными молекулами воды: вокруг ионов образуется гидратная оболочка, т.е. протекает процесс гидратации.
При растворении молекулы с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе.
При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.
Характеристикой глубины протекания процесса диссоциации является степень диссоциации.
Степень диссоциации – это отношение числа продиссоциировавших молекул к общему числу молекул растворённого электролита. Она показывает, какая часть молекул электролита распалась на ионы.
N (продисс)
α = ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶
N (общ)
Если степень диссоциации равна 0 – вещество не является электролитом.
Степень диссоциации веществ – величина, зависящая от различных факторов:
· чем выше температура, тем степень диссоциации выше;
· чем больше концентрация вещества, тем степень диссоциации меньше.
По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые:
| Сильные электролиты(α≈1) | Слабые электролиты(α < 1) |
| 1. Все соли (растворимые). Нерастворимые соли практически не образуют ионов в растворе. | 1.- |
| 2. Кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, HMnO4, H2SO4(по первой ступени) | 2. Кислоты: HF, HNO2, HClO, H2SO3, H2S, H2CO3, H2SiO3, H3PO4, СН3СООН |
| 3. Основания: щелочи – NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; гидроксиды щелочноземельных металлов – Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2. | 3. Основания: все нерастворимые гидроксиды и гидроксид аммония. |
Процесс диссоциации можно записать следующим образом:
1. Если электролит – сильный, он диссоциирует полностью в ОДНУ СТУПЕНЬ, все молекулы превращаются в ионы:
Cu(NO3)2 à Cu2+ + 2NO3- (α=1)
KAl(SO4)2 à K+ + Al3+ +2SO42- (α=1)
2. Если электролит – слабый, он диссоциирует по ступеням, не полностью, степень диссоциации на каждой следующей ступени гораздо меньше, чем на предыдущей:
H2S ⇄ H+ + HS- (α<1) HS- ⇄ H+ + S2- (α<<1)
Mg(OH)2 ⇄ Mg(OH) + OH-(α<1) Mg(OH)+ ⇄ Mg2+ + OH- (α<<1)
3. Если в составе вещества есть связи разных типов, то сначала диссоциируют ионные связи, затем наиболее полярные:
NaHCO3 à Na+ + HCO3- (α=1) HCO3- ⇄ H+ + CO32- (α < 1)
Cu(OH)Cl à CuOH+ + Cl- (α=1) CuOH+ ⇄ Cu2+ + OH- (α< 1)
Реакции ионного обмена
Реакции ионного обмена – это реакции между сложными веществами в растворах, в результате которых реагирующие вещества обмениваются своими составными частями. Так как в этих реакциях происходит обмен ионами – они называются ионными.
Правило Бертолле
Реакции обмена в растворах электролитов возможны только тогда, когда в результате реакции образуется либо твердое малорастворимое вещество, либо газообразное, либо малодиссоциирующее, то есть слабый электролит.
Примеры: ZnO + Н2SО4 = ZnSО4 + Н2О,
AgNО3 + КВr = АgВr↓ + КNО3,
СrСl3 + 3NаОН = Сr(ОН)3↓ + 3NаСl
К2СО3 + 2НСl = 2КСl + Н2О + СО2
Составление уравнений реакций ионного обмена:
| 1.Записываем молекулярное уравнение реакции, не забывая расставить коэффициенты: | 3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3NaCl |
| 2.С помощью таблицы растворимости определяем растворимость каждого вещества. Подчеркнем вещества, которые мы не будем представлять в виде ионов. | р р нр 3NaOH + FeCl3= Fe(OH)3 ¯+ 3NaCl |
| 3.Составляем полное ионное уравнение. Сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и газообразные вещества записывают в виде молекул. | 3Na+ + 3OH- + Fe3+ + 3Cl- = = Fe(OH)3 + 3Na+ + 3Cl- |
| 4.Находим одинаковые ионы (они не приняли участия в реакции в левой и правой частях уравнения реакции) и сокращаем их слева и справа. |
|
| 5.Составляем итоговое сокращенное ионное уравнение (выписываем формулы ионов или веществ, которые приняли участие в реакции). | Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3 |
В виде ионов не представляют:
1. Неэлектролиты (оксиды, простые вещества);
2. Осадки; газы; воду; слабые электролиты (кислоты и основания);
3. Анионы кислотных остатков кислых солей слабых кислот (НСО3-, Н2РО4- и т.п.) и катионы основных солей слабых оснований Al(OH)2+.
Примеры составления ионных уравнений.
Пример 1. Сульфид цинка + соляная кислота à
Составим уравнение реакции и проверим растворимость всех веществ. Увидим, что сульфид цинка нерастворим.
н р р р
ZnS + 2HCl à ZnCl2 + H2S - молекулярная форма
Почему эта реакция протекает до конца? В ней выделяется газ сероводород, который мы тоже не будем разбивать на ионы.
ZnS +2H++2Cl-àZn2++2Cl-+ H2S -полное ионно-молекулярное уравнение
Сокращаем те ионы, которые не изменились в процессе реакции – это только хлорид-ионы.
ZnS +2H+àZn2++ H2S - сокращенное ионное уравнение
Пример 2. Гидрокарбонат калия + гидроксид калия à
р р р
K HCO3 + KOH à K2CO3 + H2O
Вспомним, что кислые анионы слабых кислот являются слабыми электролитами и на ионы не разбиваются:
К+ + НСО3- + К++ОН- à 2K+ + CO32- + H2O
И теперь сокращаем: НСО3- + ОН- à CO32- + H2O