19. Растворимость веществ. Состав растворов.

Раствори́мость — способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы — растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см³ (мл) растворителя (г/100 г или см³/100 см³).

состав раствора: отношение массы или количества растворенного вещества к. объему всего раствора или массе растворителя.

20. Основные положения теории электролитической диссоциации.

Основные положения теории электролитической диссоциации

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные частицы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому положительно заряженные частицы называются катионами, а отрицательно заряженные – анионами.

3. Направленное движение происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами (катод заряжен отрицательно, а анод – положительно).

4. Ионизация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация).

Основываясь на теории электролитической диссоциации, можно дать следующие определения для основных классов соединений:

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

HCl → H⁺ + Cl^-; CH₃COOH   H⁺ + CH₃COO^-.

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCl, HNO₃ – одноосновные кислоты, H₂SO₄, H₂CO₃ – двухосновные, H₃PO₄, H₃AsO₄ – трехосновные.

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

KOH → K⁺ + OH^-, NH₄OH   NH₄⁺ + OH^-.

Растворимые в воде основания называются щелочами.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп. Например, KOH, NaOH – однокислотные основания, Ca(OH)₂ – двухкислотное, Sn(OH)₄ – четырехкислотное и т.д.

Солями называют электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также ион NH₄⁺) и анионы кислотных остатков. Например,

CaCl₂→ Ca²⁺ + 2Cl^-, NaF → Na⁺ + F^-.

Электролиты, при диссоциации которых одновременно, в зависимости от условий, могут образовываться и катионы водорода, и анионы – гидроксид-ионы называются амфотерными. Например,

H₂O   H⁺ + OH^-, Zn(OH)₂   Zn²⁺ + 2OH^-, Zn(OH)₂   2H⁺ + ZnO₂^2- или Zn(OH)₂ + 2H₂O   [Zn(OH)₄]^2- + 2H⁺.

21. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации электролитов. Факторы, определяющие степень диссоциации.

В растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации, которую обозначают греческой буквой α  («альфа»).

Степень диссоциации — это отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству растворённого вещества:

 

α=n∂

n_P.

Степень диссоциации электролита определяют опытным путём и выражают в долях единицы или в процентах.

Электролиты имеют различную степень диссоциации, т. е. степень диссоциации зависит от природы электролита.

Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.

По степени электролитической диссоциации электролиты разделяют на сильные и слабые.

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации стремится к единице в разбавленных растворах.

На степень электролитической диссоциации влияют различные факторы: природа растворенного вещества и его количество, свойства растворителя, температура раствора.