5.1. Концентрация растворов

Раствор - однородная система, которая состоит из двух или более компонентов. Компоненты раствора - растворитель и растворенное вещество. В зависимости от вида растворителя растворы могут быть газообразные, жидкие или твердые.

Тепловой эффект растворения. Растворение твердого вещества в жидкости можно разделить на две стадии: разрушение кристаллической решетки твердого тела (эндотермический процесс) и взаимодействие получаемых частиц с молекулами растворителя - сольватация (экзотермический процесс). Общий тепловой эффект растворения твердого вещества в жидкости может быть экзотермическим или эндотермическим в зависимости от преобладания того или иного процесса. Так, например, растворение NH₄NO₃ в воде - эндотермический процесс.

Растворение жидкостей и газов в растворителе сопровождается сольватацией и является экзотермическим процессом. Например, растворение H₂SO₄ в воде - экзотермический процесс.

Концентрация растворов. Концентрация показывает отношение массы или количества растворенного вещества к массе, объёму или количеству раствора или растворителя.

Массовая доля  равна отношению массы растворенного вещества к массе раствора:

 = m_в-ва/m_р-ра или  = m_в-ва/(V), так как m_р-ра = V_р-ра_р-ра

Процентная концентрация С_% показывает, сколько граммов растворенного вещества содержится в 100 граммах раствора. Например, если С_%=40%, значит, в 100 граммах раствора содержится 40 грамм вещества. С_%=100%

Молярная концентрация С_м равна отношению числа моль растворенного вещества к объёму раствора, измеряется в моль/л и обозначается М (2М  2 моль/л):

С_M = n(моль)/V(л) или С_м = m/(MV)

Молярная концентрация показывает число моль растворенного вещества в 1 л раствора. Например, 0,5М раствор означает, что в 1 л раствора содержится 0,5 моль растворенного вещества.

Молярная концентрация эквивалента (нормальная или эквивалентная концентрация) С_Э равна отношению числа эквивалентов растворенного вещества к объёму раствора, измеряется в моль/л (может обозначаться н или N (2н  2 моль/л)):

С_Э = n(моль экв)/V(л) или С_Э = m/(M_ЭV)

Нормальная концентрация показывает число моль эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора. Например, 2н раствор содержит в 1 л раствора два моля эквивалентов вещества.

5.2. Электролитическая диссоциация

Соединения, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Примеры: соли, щелочи, кислоты. Соединения, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами. Пример: сахар.

Электролитическая диссоциация - это распад электролита на катионы и анионы под действием полярных молекул растворителя. Диссоциация - это обратимый процесс, процесс обратный диссоциации, называется ассоциацией.

Степень диссоциации -  - это отношение концентрации диссоциированных молекул (С_дисс) к общей концентрации растворенных молекул (С_об): a = С_дисс/ С_об.

 = 0 нет диссоциации,

 = 1 полная диссоциация,

0    1 частичная диссоциация.

Электролиты можно разделить на сильные (1) и слабые (0,01).

Сильные электролиты - это соли и основания, растворимые в воде, а также некоторые кислоты: HNO₃, HCl, H₂SO₄, HI, HBr, HClO₄ и другие.

Слабые электролиты - это H₂O, NH₄OH, малорастворимые основания и соли и многие кислоты: HF, H₂SO₃, H₃PO₄, H₂CO₃, H₂S, HCN, CH₃COOH и другие.

Электролитическая диссоциация зависит от:

а) типа и полярности связи - лучше диссоциируют соединения с ионной и более полярной ковалентной связями (например, HNO₃ и H₂SO₄ диссоциируют лучше, чем HNO₂ и H₂SO₃, соответственно);

б) поляризуемости связи (HI диссоциирует лучше, чем HCl);

в) диэлектрической проницаемости  растворителя - чем больше , тем сильнее диссоциация. Например, поскольку (H₂O) = 78,3  (C₂H₅OH) = 25,0, то в воде соли диссоциируют лучше, чем в спирте, а в бензоле ((C₆H₆) = 2,3) соли не диссоциируют, не растворяются.

Ионные уравнения реакций. В ионных уравнениях реакций сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и газы - в виде молекул.

Примеры молекулярных и ионных уравнений реакции:

1. NaOH + CH₃COOH  CH₃COONa + H₂O

Na⁺ + OH^- + CH₃COOH  CH₃COO^- + Na⁺ + H₂O

OH^- + CH₃COOH  CH₃COO^- + H₂O

2. CaCO₃ + 2HCl  CaCl₂ + H₂O + CO₂

CaCO₃ + 2H⁺ + 2Cl^-  Ca²⁺ + 2Cl^- + H₂O + CO₂

CaCO₃ + 2H⁺  Ca²⁺ + H₂O + CO₂

Реакции между ионами идут в сторону получения вещества, образующего меньше ионов, то есть в сторону более слабого электролита или менее растворимого вещества.