lk10rastv_rN (Лекции в Word (2014))

►В зависимости от размера частиц растворенного вещества:

гомо- микрогетеро- гетеро-

генные генные генные

10^-10 10^-9 10^-8 10^-7 ,м(размер)

и стинные коллоидные суспензии, эмульсии

растворы механические смеси

►В зависимости от агрегатного состояния:

РАСТВОР: растворитель + растворенные вещества



- концентрация выше, чем у других;

- не меняет своего фазового

состояния при образовании раствора

► В зависимости от природы растворителя

► По способности проводить электрический ток

Растворы Растворы

электролитов неэлектролитов

проводят эл. ток не проводят эл.ток

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ

КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ:

► [моль/л] С_М  С

где М - молярная масса вещества, г/моль.

2.

► [ моль/л ] С_Н  Н

► [г/мл, г/см³]

► (доли

или  100%)

 - плотность раствора [г /мл, г/см³]

►

моль/кг растворителя]

Пример. Имеется раствор Н₂SО₄ с массовой долей = 5% . Рассчитать молярную С , нормальную Н , моляльную С_m концентрации и титр Т раствора.

Решение.

Молярная масса М _Н2SO4 = 98г/моль,

Молярная масса эквив. М_{э, Н2SO4} = 98/2=49 г/моль, плотность раствора  =1 г/мл.

Масса Н₂SО₄ в 100 г раствора:

m _Н2SO4 = m_р-ра ^. 0,05 = 5г (5%)

Масса Н₂SО₄ в 1 л раствора: m _Н2SO4 = 50г.

T = m /V = 50/1000 = 0,05 г/мл

C = m /(M ^.V) = 50/(98 ^.1) = 0,51 моль/л

H = m /(M_Э ^.V) = 50/(49 ^.1) = 2 ^.С = 1,02 моль/л

Масса растворителя для 1л раствора:

m_{растворителя} = m _р-ра - m _Н2SO4 = 1000 – 50 = 950 г = 0,95 кг.

С_m = m /(M ^. m_{растворителя})= 50/(98 ^. 0,95)= 0,54 моль/кг Н₂О

Все свойства растворов зависят от концентрации

* Температура кипения

Т кип  Т кип

раствора растворителя

* Температура замерзания

Т зам  Т зам

раствора растворителя

Повышение Т_кип 

Понижение Т_зам  =  (С_m )

Т_кип = К_э ^.с_m… ююТ_зам = К_к ^.с_m…

К_э - эбуллиоскопическая постоянная  =  (природы

К_к - криоскопическая постоянная  растворителя)

Пример. Для Н₂О: К_э = 0,52, К_к = 1,85 (табл.)

Для 5 % раствора Н₂SО₄ :

Т_кип = 0,52 ^. 0,54 = 0,4 ⁰С  Т_кип = 100,4 ⁰С

Т_зам = 1,85 ^. 0,54 = 1 ⁰С  Т_зам = – 1 ⁰С

Растворение - самопроизвольный, обратимый физико-химический процесс.

 G _{растворения} < 0

растворение

А_(к) А_(р-р)

кристаллизация

Ненасыщенный раствор - самопроизвольное растворение вещества еще возможно:

G_{растворения} < 0, _{растворения}  _крист.

Насыщенный раствор - в данных условиях дальнейшее самопроизвольное растворение невозможно: G_{растворения} = 0, _{растворения} = _крист.

физико-химическая теория растворов –

(гидратная (сольватная) теория растворов)- взаимодействие растворенного вещества и растворителя

Растворение NaCl _(к) в Н₂О:

Диполи молекул

Н₂О

Гидратированные ионы

Три стадии процесса растворения:

1) процесс ионизации - разрушение связей:

NaCl_к Na⁺_(г) + Cl^-_(г) ; Н_ион > 0; S_ион > 0

1. процесс сольватации (гидратации) - взаимодействие растворителя с растворяющимся веществом с образованием сольватов (гидратов):

Na⁺_(г) + aq Na⁺ aq _(р-р)

Cl^-_(г) + aq Cl^- aq _(р-р)

Н_сольв < 0; S_сольв  0

3) распределение (диффузия) по объему сольватов (гидратов):

Н_дифф > 0 , S_дифф > 0 – (величины существенно меньше 1 и 2 ст.)

Нраств = Н_ион + Н_сольв +Н_дифф

● eсли в H₂O растворяются газ или жидк. 

Н_ион < Н_сольв  Нраств < 0  Т   С_р

● если растворяются крист. 

Н_ион  Н_сольв  Нраств > 0  Т   С_р

Cвойства растворов зависят от:

► концентрации растворенных частиц

► энергии взаимодействия молекул растворенного вещества друг с другом

► энергии взаимодействия молекул растворенного вещества и растворителя

. .. ИДЕАЛЬНЫЙ РАСТВОР – гипотетический..

.. раствор, в котором нет химического..

.. взаимодействия между компонентами, а силы

.. межмолекулярного взаимодействия одинаковы.

 Нраств = 0 каждый компонент ведет себя в растворе независимо от других компонентов.

И идеальный раствор  его свойства зависят только от концентрации и

Пример: разбавленные растворы неэлектролитов – сахар в воде

Процесс образования раствора неэлектролита:

А_nВ_{m , ( к)} + х Н₂О  (А_nВ_m ) ^. хН₂О

Процесс образования раствора электролита:

1) А_nВ_{m , ( к)} + хН₂О  (А_nВ_m ) ^. хН₂О

2 ) (А_nВ_m ) ^. хН₂О  nA^{m+ .} хН₂О + mB^{n – .} хН₂О

гидратированные ионы

Э ЛЕКТРОЛИТЫ -

Т ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ – теория Аррениуса (1886 г )

Электролитическая диссоциация:

диссоциация

(А_аВ_b )_{раствор} nA^m+_{( р-р)} + mB^{n –}_(р-р)

молизация

степень диссоциации :

 :

 = с_дисс / с_о

с_о - исходная концентрация электролита

 - зависит от :

► природы растворенного вещества

► природы растворителя

► температуры:  Т   

► концентрации раствора: с   

. по величине  :

 

  1  = 1

слабые электролиты сильные электролиты

●плохо распадаются ●практически полностью

на ионы распадаются на ионы

●диссоциация обратима ●диссоциация необратима

↔ →

●  =  ( с ₀) ●    ( с ₀)

● относятся: - H₂O ● относятся:

- органика - все неорганич. соли

- основания p, d, f – элем. - основания S– элем.

- часть кислот: H₂SiO₃ , - часть кислот: H₂SO₄ , H₂CO₃ , HNO₂ , CH₃COOH HNO₃ , HCl , HI , HBr

Процесс диссоциации - обратим,

Диссоциация слабой кислоты: НА  Н⁺ + А^

Константа диссоциации: :: ►

Диссоциация слабого основания: RОН  R⁺ + ОН^-

:: ►

С_РАВН ≡ [ С ] – равновесные концентрации, моль/л

► К_Д - зависит от :

► природы растворенного вещества

► природы растворителя

► температуры:  Т   К_Д

► ! К_Д - не зависит от концентрации раствора.

К_д - таблицы

ЗАВИСИМОСТЬ  от С _{слабого электролита}

Диссоциация слабого электролита:

АВ  А⁺ + В ^

с_о - исходная концентрация , моль/л

 - степень диссоциации

материальный баланс:

	АВ	А +	В -
Сисх.	со	0	0
С	со	со	со
Сравн.	со - со	со	со

Закон разведения Оствальда

Е сли  << 1 

упрощенная формула

закона Оствальда:

Примеры Диссоциации слабых электролитов:

НСООН  НСОО ^ + Н⁺ К_Д = 1,7710^4

NH₄OH  NH₄ ⁺ + OH ^- К_Д = 1,7910^5

Многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют ступенчато:

1 ст.: H₃РО₄  Н⁺ + H₂РО₄ ^ К_Д1 = 710^3

2 ст.: H₂РО₄ ^  Н⁺ + HРО₄ ^{2 } К_Д2 = 610^8

3 ст.: HРО₄ ^2  H⁺ + РО₄ ^{3 } К_Д3= 410^13

****

1 ст.: Zn(ОH)₂  OН ^ + ZnOH⁺ К_Д1 = 4,410^5

2 ст.: ZnOH⁺  OH ^ + Zn ²⁺ К_Д2 = 1,510^9

раствор имеет сложный ионно-молекулярный состав.

Всегда: К_Д1  К_Д2  расчет 

в оценочных расчетах ведется по 1 ступени диссоциации: :: ► : К_Д1  ² с_{о :}

Концентрация ионов: :: ► .. с_i =  ^. с_о .. , моль/л.

► Концентрация ионов с_i мала 

энергия взаимодействия слабая 

все свойства слабых электролитов =  ( с_i )

Процесс диссоциации - необратим,

Сильные электролиты диссоциированы полностью :

A_nB_m  nA^m+ + mB^n

концентрации: c n ^. c m ^. c

с, моль/л

заряд ионов z : m+ n

Примеры диссоциации:

кислота HCl  H⁺ + Cl ^

основание Ca(ОН)₂  Ca ²⁺ + 2ОН ^

соль Al₂(SO₄)₃  2Al³⁺ + 3SО₄^2

► Концентрация ионов с_i большая 

сильная энергия взаимодействия 

все свойства сильных электролитов =  ( а_i )

Вместо концентрации с_i  активность ионов а_i

а = с

 - коэффициент активности, учитывает все виды взаимодействия частиц в растворе.

 - по экспериментальным данным, б/размерн.

 - зависит от :

► природы растворенного вещества

► природы растворителя

► температуры

► концентрации раствора

а_i - активность ионов, учитывает концентрацию

и все виды взаимодействия частиц в растворе, [моль/л].

Теория Дебая и Хюккеля (1923г.)

Расчет энергии взаимодействия ионов - по энергии в шаровом конденсаторе: - ион окружен противоположно заряженными ионами –

ионная атмосфера:

 С _{электролита}

  среднее

расстояние между

ионами  образование

ионных пар:

взаимодействия ионов – до 10²⁰ соударений в сек.

Ионная сила раствора I… –

количественная характеристика меж ионного взаимодействия: