4 Растворы. Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе

Содержание растворенного вещества (р.в.) в растворе (р-р) можно выразить либо безразмерными единицами – долями или процентами, либо еличиинами размерными – концентрациями. В таблице 9 приведены некоторые способы выражения состава растворов:

Таблица 9 Способы выражения концентраций растворов

Способы выражения содержания р.в. в р-ре	Обозначения и единицы измерения		Математические выражения	Размерности
	р.в.	р-ра
Массовая доля, ω	m – масса (г, кг …)	m = 100 единиц массы (г, кг …)		% -
Молярная концентрация или молярность, См	nМ – число молей	V=1л	М – молярная масса, г/моль
Эквивалентная концентрация или нормальность, Сн, N	nЭ -число моль-эквивалентов	V = 1л	МЭ – молярная масса эквивалента; г/моль-экв.	н
Титр, Т	m- масса, г	V=1 мл

Решение задач на переход от одного способа выражения состава раствора к другому основано на использовании математических соотношений между различными единицами измерения компонентов растворов:

Пример 1

С_М→ ω; С_Н→ ω

1) Найти массу 1 л раствора (1 л = 1000 мл)

m_р-ра = ρ ·V= ρ · 1000

2) Определить массу растворенного вещества в 1 л раствора

m_р.в = С_М· М ·V_р-ра;m_р.в = С_Н· М_Э·V_р-ра;V_р-ра= 1 л

3) Вычислить массовую долю растворенного вещества

Пример 2.

ω → С_М; ω → С_Н

1) Найти массу 1 л раствора (см. пример 1)

2) Определить массу растворенного вещества в 1 л раствора

3) Вычислить число молей (моль-экв) растворенного вещества в 1 л раствора, т.е. С_м(С_Н):

V_р-ра = 1 л

Пример 3

1 моль-экв

С_Н = С_М·n

n– число реакционноспособных химических связей в веществе.

Для реакций, протекающих в растворах, состав которых выражен эквивалентной концентрацией, закон эквивалентов можно записать так:

С_Н,1·V₁= С_Н,2·V₂илиN₁·V₁=N₂·V₂

V– объем раствора, мл или л.

Эквивалентная концентрация растворов связана с его титром соотношением:

5 Электролитическая диссоциация.

Реакции электролитов как реакции ионов.

Электролиты– вещества, водные растворы и расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания, соли.

Электролитическая диссоциация– процесс распада электролита на ионы под воздействием молекул растворителя.

Примеры:

HCl↔H⁺+Cl^-

H₃PO₄↔H⁺+H₂PO^-₄↔ 2H⁺+HPO₄^2-↔3H⁺+PO₄^3-

KOH↔K⁺+OH^-

Mg(OH)₂ ↔MgOH⁺+OH^-↔Mg²⁺+ 2OH^-

Al₂(SO₄)₃ ↔ 2Al³⁺ + 3SO₄^2-

KAl(SO₄)₂ ↔ K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-

Ca(HCO₃)₂ ↔ Ca²⁺ + 2HCO₃^-

AlOHCl₂ ↔ AlOH²⁺ + 2Cl^-

Поскольку вещества электронейтральны, общее число положительных зарядов катионов равно общему числу отрицательных зарядов анионов.

По степени электролитической диссоциации (α) различают электролиты: сильные (α > 30%), средние (2% < α < 30%), слабые (α < 2-3%).

Сильные электролиты:

• многие минеральные кислоты: HCl,HBr,HI,HNO₃,H₂SO₄,HClO₄,HClO₃,HMnO₄;

• основания щелочных и щелочноземельных металлов;

• почти все растворимые соли (исключения: HgCl₂,CdCl₂,CdI₂,Fe(CNS)₃и некоторые другие);

Слабые электролиты:

• некоторые минеральные кислоты: H₂CO₃,H₂S,H₂SO₃,HNO₂,HClO;

• органические кислоты;

• Н₂О

• NH₄OH, основания большинства металлов (кроме щелочных и щелочноземельных).

Ортофосфорная кислота Н₃РО₄– электролит средней силы.

По теории электролитической диссоциации все реакции электролитов в водных растворах являются реакциями между ионами. Такие реакции представляют в виде ионных уравнений. При составлении ионных уравнений реакций каждое вещество записывается в той форме, которая для данного равновесного состояния в растворе является преобладающей; поэтому в виде ионов изображают только сильные растворимые электролиты, все остальные вещества (малодиссоциированные, малорастворимые, газообразные, а также неэлектролиты) записываются в молекулярном виде. Знак ↓ при формуле вещества показывает, что это вещество удаляется из сферы реакции в виде осадка, знак ↑ - в виде газа.

Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.

Составление уравнений реакций электролитов рекомендуется выполнять в определенной последовательности:

1. Составить молекулярное уравнение.

2. Определить природу исходных и образующихся веществ.

3. Переписать уравнение, изобразив каждое вещество в соответствующей форме (в виде ионов – сильные электролиты, в виде молекул – все остальные вещества).

4. Сравнить состав реагирующих и образующихся частиц, выявить одинаковые, следовательно, не принимающие участия в реакции, ионы.

5. Исключив одинаковые ионы, написать сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

6. Сделать вывод о возможности необратимого протекания реакции. Необратимо протекают реакции в направлении наибольшего связывания ионовс образованием осадков, газов, слабых электролитов и комплексных ионов.

Если связывания ионов нет, то с точки зрения теории электролитической диссоциации реакция не происходит, но при выпаривании раствора будет получаться смесь из исходных веществ и продуктов их обмена.

Пример 1

СаСО₃+ 2СН₃СООН Са(СН₃СОО)₂+ Н₂О + СО₂↑

малорастворимый слабый растворимый слаб. неэлектролит

электролит электролит сильный электролит электролит

СаСО₃+ 2СН₃СООН Са²⁺+ 2СН₃СОО^-+ Н₂О + СО₂↑

Реакция протекает в прямом направлении, т.к. Н₂О более слабый электролит, чем СН₃СООН (К_{дисс.НО}= 1,80 · 10^-16< К_{дисс. СНСООН}= 1,85 · 10^-5), а СО₂уходит из сферы реакции в виде газа.

Пример 2

Са(NO₃)₂ + 2NH₄Cl ↔ CaCl₂ + 2NH₄NO₃

Растворимый растворимый растворимый растворимый

сильный сильный сильный сильный

. электролит электролит электролит электролит

Са²⁺+ 2NO₃^-+ 2NH₄⁺+ 2Cl^-↔ Са²⁺+ 2Cl^-+ 2NH₄⁺+ 2NO₃^-

Реакция не происходит, т.к. нет связывания ионов.

Для количественной оценки поведения электролитов в водных растворах в зависимости от их природы используются характеристики: степень диссоциации α, константа диссоциации К_дисс..

В водных растворах слабых электролитов устанавливается равновесие, для которого константа, называемая константой диссоциации, будет равна:

КtAn↔Kt⁺+An^-

Из этого выражения следует, что К_дисс. будет иметь тем меньшее значение, чем меньше ионов в растворе, т.е. чем слабее электролит.

Константа диссоциации зависит от природы электролита, от природы растворителя, от температуры и не зависит от концентрации, поэтому является более общей характеристикой, чем степень диссоциации. Константа и степень диссоциации связаны между собой законом разбавления Оствальда:

KtAn↔Kt⁺+An^-

1 моль 1 моль 1 моль

С_о– молярная концентрация электролита в исходном состоянии;

С_дисс.– молярная концентрация диссоциированной части электролита.

если α << 1, то и

Нерастворимые и малорастворимые электролиты характеризуют произведением растворимости (ПР).

AgCl↔Ag⁺+Cl^-

Осадок р-р р-р

В соответствии с законом действия масс, скорости прямой (υ) и обратной (υ) реакций, равны:

υ = kυ=k· [Ag⁺]·[Cl^-]

В состоянии равновесия:

υ = υ k=k· [Ag⁺]·[Cl^-]

В общем виде для равновесия:

A_mB_n ↔ mAⁿ⁺ + nB^m-

ПР = [Aⁿ⁺]^m · [B^m-]ⁿ

При смешивании растворов электролитов осадок образуется, если произведение концентраций ионов превысит величину ПР.