Учебно-методический комплекс дисциплины «Общая химия» для специальности 5В0011300 — «Биология» (стр. 6 )

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА РАСТВОРОВ.

Растворимость (коэффициент растворимости) определяется массой растворенного вещества, которая образует при данных условия насыщенный раствор в 100 г  или1000г растворителя. Массовая доля растворенного вещества в растворе (щ) определяется отношением массы растворенного вещества (mр. в.) к массе раствора (mр-ра) и выражается в долях или процентах:

щ = mр. в. / mр-ра  ,  mр-ра  =  mр. в.  +  mр-ля  ,  mр-ра  = Vс,

где  V – объем раствора, мл,

с – плотность раствора, г/мл.

3.  Молярная концентрация (с ) определяется числом моль растворенного

  вещества в 1 литре раствора, выражается в моль/л:

  с = н / Vр-ра.

4.  Молярная концентрация эквивалента (устаревшее название – нормальность)

  определяется числом моль эквивалентов растворенного вещества в 1 литре 

  раствора, выражается в моль/л:

  с = нэ / Vр-ра,  нэ =  m / Мэ  , 

5. Титр (Т) показывает массу растворенного вещества в 1 мл раствора,

  выражается в г/мл:

  Т = m / Vр-ра.

  Существуют и другие способы выражения состава растворов. Зная один способ выражения концентрации раствора, можно по нему определить  концентрацию в другом виде.

Вопросы для самоконтроля:

1. В чем заключается  эффект Тиндаля?

2. Что такое гидраты, гидратация?

3. Какова формулировка и математическая запись закона Генри?

4. Как зависит растворимость веществ от температуры?

Какие способы выражения концентрации растворов Вы знаете? Какие растворы называются насыщенными, ненасыщенными, пересыщенными? Что такое кристаллогидраты? Приведите примеры.

Рекомендуемая литература:

1. Общая и неорганическая химия.-М.: Высшая школа, 1988.

2. Общая химия.-М.: Интеграл-Пресс.2000.

3. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа,2000.

Лекция № 11. Теория электролитической диссоциации. 

Цель: ознакомиться с основными положениями существующих теорий кислот и оснований, получить представления о водородном показателе, произведении растворимости, иметь представления о количественных характеристиках процессов электролитической диссоциации, гидролиза, изучить комплексные соединения с позиции теории электролитической диссоциации.

Основные вопросы:

1. Основные положения теории электролитической диссоциации.

2. Протолитическая теория Бренстеда.

3. Электронная теория Льюиса.

  4. Диссоциация воды. Водородный показатель.

5. Произведение растворимости.

Гидролиз солей.

Краткое содержание:

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ (ТЭД).

  1887 г., С. Аррениус – ТЭД:

1. При растворении в воде или расплавлении солей, кислот и оснований

( электролитов) происходит диссоциация этих веществ, т. е. распад на ионы.

2. Ионы в растворе или расплаве находятся в состоянии постоянного хаотического движения.

3. При пропускании электрического тока через растворы или расплавы электролитов положительно заряженные ионы ( катионы) движутся к отрицательно заряженному электроду ( катоду), отрицательно заряженные ионы  - к положительно заряженному электроду (аноду).

  Данная теория упрощенная, не учитывает взаимодействия ионов с молекулами растворителя. С учетом сольватной (гидратной) теории она была развита в трудах (1891 г.).

  Механизм процесса диссоциации зависит от природы растворенного вещества и растворителя. В кислотах ковалентный тип связи, в основаниях и солях ионный тип связи между катионом и анионом.

  Процесс электролитической диссоциации веществ с ковалентной связью происходит в три стадии: сольватация, ионизация, диссоциация; веществ с ионной связью – в две стадии: сольватация и диссоциация.

  Теплота диссоциации зависит от алгебраической суммы процессов  распада на ионы (эндотермический процесс) и сольватации ионов (экзотермический процесс).

  Процесс гидратации определяется степенью гидратации – количеством молекул растворителя, окружающих каждый ион, которая зависит от размеров и заряда ионов, температуры.

  Процесс диссоциации определяют количественные характеристики:

1.Степень электролитической диссоциации б:

б = n / N  /доли, проценты/,

где n  - число диссоциированных молекул

  N – общее число растворенных молекул.

  По степени электролитической диссоциации электролиты делят на

сильные (б > 30%) и слабые (б < 30%).

б зависит от:

*природы растворенного вещества - в ряду однотипных молекул с увеличением длины связи уменьшается энергия связи, следовательно диссоциация происходит легче,

*природы растворителя – ионизирующая способность растворителя определяется его диэлектрической постоянной е, чем выше е, тем сильнее диссоциация,

*концентрации раствора – с повышением концентрации раствора б увеличивается, для сильных электролитов б (истинная) =1, экспериментально определенная б  (кажущаяся) может быть  < 1. Причина: образование ассоциатов ионов, учет которой –замена концентрации с на активность а = fс, где  f – коэффициент активности учитывает ассоциацию ионов и взаимодействие с растворителем (1907 г.,Льюис),

*температуры – если теплота диссоциации больше нуля, то при повышении температуры б уменьшается; если теплота диссоциации меньше нуля, то при повышении температуры б увеличивается,

*введения одноименных ионов – для слабых электролитов по принципу смещения равновесия.

2. Константа электролитической диссоциации Кд:

  для бинарного электролита КА ↔ К+ + А-

  Кд = с (К+) с(А-)/с (КА),

где с (КА) – концентрация недиссоциированных молекул.

Кд зависит от природы электролита и растворителя.

Чем больше Кд, тем сильнее электролит.

Между Кд и б существует количественная зависимость, определяемая по закону разбавления применимого для слабых электролитов:

  б = √ Кд/с.

  Если электролит диссоциирует в несколько ступеней, то каждая ступень характеризуется своим значением Кд.

ПРОТОЛИТИЧЕСКАЯ ТЕОРИЯ БРЕНСТЕДА.

1923 г., – при любом кислотно-основном взаимодействии происходит переход протонов от кислоты к основанию.

Вещества, отдающие протон – кислоты.

Вещества, принимающие протон – основания.

Вещества, обменивающиеся протонами – протолиты.

Теория Бренстеда расширяет круг кислот и оснований.

ЭЛЕКТРОННАЯ ТЕОРИЯ ЛЬЮИСА.

1923 г., Льюис Дж.- кислотно-основное взаимодействие связано с переходом электронов.

Вещества, которые выступают акцепторами электронов – кислоты.

Вещества, которые выступают донорами электронов – основания.

1939 г., – объединенная теория кислот иоснований.

Частицы, отдающие катионы или присоединяющие анионы – кислоты.

Частицы, отдающие анионы или присоединяющие катионы – основания.

Соли – продукты реакций нейтрализации кислоты основанием.

ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ.

  Вода как слабый электролит частично диссоциирует с образованием ионов гидроксония и гидроксида. Данный обратимый процесс характеризуется Кд. Если произвести преобразования в выражении Кд  включением численных значений константы и молярной концентрации воды, получится выражение, которое называется ионное произведение воды (постоянная воды):

Кw =  С(н+)С(он-) = 10-14, откуда

С(н+) = С(он-) = 10-7 моль/л.

рН = - lq С(н+) – водородный показатель,

рОН = - lq С(он-) – гидроксильный показатель.

рН + рОН = 14, откуда

в нейтральной среде рН = рОН =7,

в кислой среде  рН ‹ 7,

в щелочной среде  рН › 7.

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ.

  Нерастворимые электролиты частично все же растворяются, а следовательно диссоциируют. Процесс диссоциации  как обратимый можно выразить через константу равновесия, после преобразования этого выражения получится величина произведения растворимости (ПР):

С(К+)С(А-) = const и ПР = С(К+)С(А-) .

  В насыщенном растворе электролитов произведение концентрации их ионов величина постоянная и называется ПР. ПР позволяет решить вопросы возможности образования и растворения осадка. Осадок электролита образуется, если ионное произведение больше или равно произведению растворимости. При добавлении одноименных ионов растворимость электролита уменьшается. На растворимость труднорастворимых электролитов  влияет рН среды, присутствие другого  растворимого электролита.

  Закономерности протекания химических реакций в растворах: реакции ионного обмена идут если из ионов, пришедших в соприкосновение образуются неэлектролиты или слабые электролиты в виде труднорастворимого вещества, малорастворимого газа или комплексного иона..

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.

Гидролизу подвергаются соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (например, карбонат калия). Гидролиз таких солей идет обратимо, по аниону, водный раствор имеет щелочную среду, рН › 7. Гидролизу подвергаются соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (например, хлорид цинка). Гидролиз таких солей идет обратимо, по катиону, водный раствор имеет кислую среду, рН ‹ 7. Гидролизу подвергаются соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (например, карбонат цинка). Гидролиз таких солей идет необратимо, по катиону и аниону, водный раствор имеет  среду  в зависимости от величин Кд  слабой кислоты или слабого основания, образующих катион и анион. Гидролизу не подвергаются соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (например, хлорид калия), рН = 7.

  Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза hгидр. и константой гидролиза Кгидр.:

hгидр. = Сгидр./ Собщ.,

Кгидр.= Кw / Кд(слабой кислоты),

Кгидр.= Кw / Кд(слабого основания),

hгидр.= √ Кгидр./Ссоли/.

  Как равновесный процесс, гидролиз можно усилить или уменьшить:

Прибавлением к раствору соли другого гидролизующегося электролита, кислоты или основания; Изменением концентрации раствора соли; Изменением температуры.

  Если гидролиз идет ступенчато, то каждая ступень характеризуется своим значением Кгидр., причем, Кгидр. 1 ступени самая высокая.