(1) Химическая теория образования растворов. (2) Сольваты, гидраты, тепловой эффект растворения. (3) Способы выражения концентрации растворов. (4) Роль растворов в природе.
(1) Химическая,
или сольватная, теория растворов была
предложена Д.И. Менделеевым, который
установил, что в реальном растворе
присутствуют не только индивидуальные
компоненты, но и продукты их взаимодействия:
между частицами растворенного вещества
и молекулами растворителя происходят
взаимодействия, в результате которых
образуются нестойкие соединения
переменного состава, называемые
сольватами или гидратами, если
растворителем является вода. Раствором
называется гомогенная система переменного
состава, состоящая из двух и более
компонентов и продуктов их взаимодействия.
(2) Гидраты-растворы, где растворитель-вода. Сольваты-любой другой растворитель. Общий тепловой эффект растворения ∆Нp будет равен сумме тепловых эффектов: разрушения кристаллической решетки (процесс всегда идет с затратой энергии); диффузии растворенного вещества в растворителе; сольватации (гидратации) (выделение теплоты). (3) Способы:
Массовая доля, Ꞷ/омега/ =m(вещества)/m(раствора)*100%
Молярная концентрация, С = ր(количество вещ-ва)/V(р-ра)*1000 (моль/л)
Молярная концентрация эквивалента, С экв. = m(в-ва)/Mэкв.*V(р-ра) *1000 (моль/л)
Титр, Т = m(в-ва)/V(р-ра)
(4) Растворы находятся в любом организме на планете, из них состоит морская и пресная вода, кровь, клеточная жидкость. Водные растворы являются универсальной средой для реакций.
(1) Теория электролитической диссоциации Аррениуса. (2) Диссоциация кислот, оснований, солей.
(1) Сущность теории электролитической диссоциации можно свести к следующим трем положениям:
1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на положительные и отрицательные ионы.
2. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные — к аноду. Поэтому первые называют катионами, вторые — анионами.
3. Диссоциация — процесс обратимый, поскольку параллельно идет распад молекул на ионы (диссоциация) и процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости.
(2) Диссоциация КСО
Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют в качестве катионов только ионы водорода.
кислоты в воде диссоциируют на ионы водорода и кислотные остатки — анионы. Никаких других катионов, кроме ионов водорода, кислоты не образуют. Основность кислот определяется числом ионов водорода, которые образуются при диссоциации одной ее молекулы.Так, НСL, HNO2 — одноосновные кислоты, образуется один ион водорода; H2S, Н2СО3, H2SO4 — двухосновные. Из четырех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кислоты, только один, входящий в карбоксильную группу — СООН, способен отщепляться в виде иона водорода, поэтому уксусная кислота — одноосновная.Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей мере по второй и лишь в незначительной степени — по третьей.Основаниями называют электролиты, которые при диссоциации образуют в качестве анионов только гидроксид-ионы.
видно из примеров, основания в воде диссоциируют на ионы металла и гидроксид-ионы. Никаких других анионов, кроме гидроксид-ионов, основания не образуют.Кислотность основания определяют числом гидроксильных групп (гидроксигрупп) в его молекуле. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато.Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов (сюда относят и катион аммония NH4) и анионы кислотных остатков. В зависимости от состава различают следующие типы солей: средние, кислые, основные, двойные и комплексные. Диссоциация средних солей приводит к тому, что образуются катион металла и анион кис. остатков. Кислых-в две ступени: 1-катион ме и анион кислотных остатков (с водородом), 2- кислотный остаток делится на катион водорода и анион кислотного остатка (без водорода). Основные тоже в две ступени: 1-сложный катион основания (Mg(OH)+) и анион кис остатка, 2- катион ме и анион гидроксид-иона(OH). Комплексные-ступенчато: 1- катион ме и анион сложного соединения, 2-диссоциация сложного соединения.
(1) Сильные электролиты. (2) Активность и коэффициент активности. (3) Ионная сила раствора.
(1) Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. К ним относят:
1) почти все растворимые соли;
2) сильные кислоты, например H2S04, HN03, HCl, HBr, HI, HMn04, HCIO4, HCI04;
3) основания щелочных и щелочно-земельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, CsOh, PbOh, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2.
(2) Активность и коэффициент активности.
Концентрация ионов в растворе сильного электролита достаточно высока и между ними возникают силы взаимодействия. Для описания состояния ионов в растворе введено понятие активности а. Активность – это эффективная концентрация, в соответствии с которой ионы проявляют себя в физико-химических процессах. Связь между молярной концентрацией См и активностью а, выражается уравнением: а = См·f
где f – коэффициент активности иона. Приближенно f иона можно вычислить также по формуле, но есть и табличные значения:
(3) Для определения коэффициента активности ионов необходимо рассчитывать ионную силу растворов, I.
Ионная сила, I-полусумма произведений концентраций (С) всех ионов в растворе на квадрат их зарядов(z).
C=0.02M
CaCL2›Ca2+ + 2CL-
