Растворы.

1. Общая характеристика растворов. Способы выражения состава растворов. Растворимость веществ.

Раствор – твердая или жидкая гомогенная система, состоящая их двух или более компонентов (составных частей), относительные количества которых могут изменяться в широких пределах. Наиболее важный вид растворов – жидкие растворы. Всякий раствор состоит из растворенных веществ и растворителя, т. е. среды, в которой эти вещества равномерно распределены в виде молекул или ионов. Обычно растворителем считают тот компонент, который в чистом виде существует в том же агрегатном состоянии, что и полученный раствор. Если же оба компонента до растворения находились водном агрегатном состоянии, то растворителем считается компонент, находящийся в большем количестве. Однородность растворов делает их очень сходными с химическими соединениями. Отличие растворов от химических соединений состоит в том, что состав раствора может изменяться в широких пределах. Непостоянство растворов приближает их к механическим смесям, но от последних они резко отличаются своей однородностью. Кроме того в свойствах раствора можно обнаружить свойства отдельных его компонентов. Растворы занимают промежуточное положение междумеханическими смесями и химическими соединениями.

Насыщенный раствор – раствор, находящийся в равновесии с растворенным веществом (это раствор, в котором скорость растворения становится равной скорости кристаллизации, тогда устанавливается динамическое равновесие - в единицу времени столько же молекул растворяется, сколько выделяется из раствора).

Ненасыщенный раствор – раствор, содержащий меньше растворенного вещества, чем его содержит при данной температуре насыщенный раствор (растворы с низким содержанием растворенного вещества называются разбавленными, а с высоким – концентрированными).

Способы выражения состава раствора:

Массовая доля растворенного вещества – отношение массы растворенного вещества к массе раствора.

Молярная доля растворенного вещества – отношение количества растворенного вещества к суммарному количеству всех веществ, составляющих растворитель.

Молярная концентрация растворенного вещества – отношение количества растворенного вещества к объему раствора.

Моляльная доля растворенного вещества – отношение количества растворенного вещества к массе растворителя.

Молярная концентрация эквивалентов растворенного вещества – отношение количества эквивалентов растворенного вещества к объему раствора.

н = моль/л.

V₁/V₂ = С_эк(В)₂/С_эк(В)₁ .

Растворимость – способность вещества растворяться в том или ином раствоителе.

2. Теории образования растворов.

Существует две теории образования растворов:

1. Химическая, сформулированная Д. И. Менделеевым, по которой между растворителем и растворенным веществом происходят химические взаимодействия с образованием основной группы веществ: сольватов, гидратов, кристаллогидратов.

2. Физическая, по которой молекулы растворенного вещества и растворителя безразличны по отношению друг к другу, эта теория противоположна химической теории Д. И. Менделеева.

3. Теории электролитической диссоциации.

Согласно теории электролитической диссоциации при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называются катионами (ионы водорода, металлов), отрицательно заряженные ионы называются анионами (ионы кислотных остатков, гидроксид – ионы). Как и молекулы растворителя, ионы в растворе находятся в состоянии неупорядоченного теплового движения.

4. Слабые, сильные электролиты. Степень электролитической дисоциации.

Слабые электролиты – диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном, в недесоциированном состоянии (в молекулярной форме).

Сильные электролиты – в водных растворах дисоциируют практически полностью.

Степень электролитической диссоциации – отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

Степень электролитической диссоциации зависит:

1. Природы электролита.

2. От концентрации электролита (α растет при понижении концентрации).

3. от температуры (α растет при повышении температуры).

5. Слабые электролиты, константа диссоциации.

В растворах слабых электролитов (кислот, оснований) процесс диссоциации протекает неполностью, обратимо и характеризуется константой диссоциации. Так, для процесса диссоциации слабой кислоты HCN константа диссоциации К_д равна:

HCN↔ H⁺ + CN^-

Для процесса диссоциации слабого основания ROH = R⁺ + OH^-, константа диссоциации равна K_д = [R⁺][ OH^-]/ROH.

Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, а также от температуры и не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации указывает на прочность молекул в данном растворе. Чем меньше константа диссоциации в данном растворителе, тем слабее диссоциирует электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы.

6. Закон разбавления Оствальда.

Кд и степень диссоциации (α) разбавленных растворов слабых электролитов связаны соотношением (закон разбавления Оствальда):

К_д = с*α².

6. Ступенчатая диссоциация слабых кислот и оснований.

Ступенчатая диссоциация – последовательная диссоциация многоосновных соединений.

Слабые кислоты:

I ступень: Н₂CO₃ = H⁺+ HCO₃^-

II ступень: HCO₃^- = H⁺ + CO₃^2-

I ступень: H₃PO₄ = H⁺ + H₂PO₄^-

II ступень: H₂PO₄^- = H⁺ + HPO₄^2-

III ступень: HPO₄^2- = H⁺+ PO₄^3-

Слабые основания:

I ступень: NH₄OH = NH₄⁺ + OH^-

I ступень: Sn(OH)₂ = SnOH⁺+ OH^-

II ступень: SnOH⁺ = Sn²⁺ + OH^-

6. Диссоциация кислых, средних и основных солей.

При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного остатка, в том числе ионы H⁺. Например, при растворении гидрокарбоната натрия жиссоциация протекает согласно следующим уравнениям:

I ступень: NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃^-

II ступень: HCO₃^- = H⁺ + CO₃^2-

При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Пожтому в растворе осовной соли присутствуют ионы OH^-. Например, при растворении хлорида гидроксомагния диссоциация протекает согласно уравнениям:

I ступень: MgOHCl = MgOH⁺ + Cl^-

II ступень: MgOH⁺ = Mg²⁺ + OH^-

6. Амфотерные соединения. Влияние кислот и оснований на их диссоциацию.

Амфотерные электролиты могут диссоциировать как кислоты и как основания. С кислотами амфотерные соединения реагируют как основания, а с основаниями, как кислоты.

6. Водородный и гидроксильный показатели среды, шкала pH.

В соответствии с теорией электролитической диссоциации ионы H⁺ являются носителями кислотных свойств, а ионы OH^- - носителями основных свойств. Раствор будет нейтральным, когда [H⁺] = [OH^-] = sqrt(10^-14) = 10^-7, кислым, когда [H⁺]>[OH^-] (т. е. pH<7, pOH>7), щелочным, когда [H⁺]<[OH^-] (т. е. pH>7, pOH<7).

6. Расчет концентрации ионов в растворах кислот и оснований.

1. pH = -lg[H⁺]

2. pOH = -lg[OH^-]

3. [H⁺] = c(В)* α*N_H+

4. [OH^-] = c(В)* α*N_OH-

5. pH + pOH = 14

6. [H⁺][OH^-] = 10^-14

6. Гидролиз солей.

Гидролизом солей называют реакцию обмена между водой и растворенными в ней солями. В результате протекания процесса гидролиза соли в растворе появляется избыток ионов H⁺ или OH^-, сообщающий раствору кислотные или щелочные свойства. Гидролиз протекает обратимо и сопровождается изменением pH раствора.

6. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием.

Гидролиз по аниону:

Гидролизу по аниону подвергаются соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты. При гидролизе по аниону образуется слабодиссоциирующий электролит и сильное основание, среда щелочная, pH>7.

6. Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием.

Гидролиз по катиону:

Ему подвергаются соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. В результате образуется слабодиссоциирующий электролит и сильная кислота, среда кислая, pH<7.

15. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой.

Гидролиз по катиону и аниону:

Гидролизу по катиону и аниону подвержены соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. В этом случае образуются слабодиссоциирующие кислота и основание. Реакция среды зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислоты и основания.

Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и сильным основанием, не происходит.

15. Степень гидролиза, факторы, влияющие на гидролиз.

Степень гидролиза – показатель глубины протекания гидролиза β. Выражается формулой β = sqrt(K_г/K_д), K_г – константа гидролиза, K_д – константа диссоциации. K_г = 10^-14/ K_д.

Факторы, влияющие на гидролиз:

1. Температура

2. Концентрация гидролизирующегося иона.

Электрохимические процессы.

1. Классификация электрохимических процессов.

Электрохимические процессы – окислительно – восстановительные процессы, протекающие на границе раздела электрод – раствор и сопрвождающиеся переносом заряда через эту границу.

Электрохимические процессы можно разделить на две группы:

1. процессы превращения химической энергии в электрическую (в гальванических элементах).

2. процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).

2. Электрод, электродный потенциал. Двойной электрический слой.

Электрод – двухфазное устройство, в котором одной фазой чаще всего является металл или полупроводник, другая фаза - раствор или расплав электролита.

При погружении металла в раствор начинается сложное взаимодействие металла с компонентами раствора. В результате взаимодействия поверхностные ионы металла, находящиеся в узлах решетки переходят в раствор и становятся гидратированными и оставляют в металле электроны, заряд которых не скомпенсирован положительно заряженными ионами в металле, металл становится заряженным отрицательно, а раствор – положительно. Положительно заряженные ионы из раствора притягиваются к отрицательно заряженной поверхности металла. На границе металл – раствор возникает двойной электрический слой. Между металлом и раствором возникает разность потенциалов, которая называется электродным потенциалом.

Электродный потенциал – разность потенциалов между металлом и раствором.

По мере перехода ионов в раствор растет отрицательный заряд поверхности металла и положительный заряд раствора, что препятствует окислению металла. Наряду с этой реакцией протекает обратная реакция – восстановление ионов металла до атомов. С увеличением скачка потенциала между электродом и раствором скорость прямой реакции падает, а обратной – растет. В определенный момент времени устанавливается динамическое равновесие, а потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия, называется равновесным электродным потенциалом.

2. Водородный электрод, потенциал водородного электрода.

Водородный электрод – система, состоящая из сосуда, раствора, металлического проводника, контактирующего одновременно с газом и раствором, содержащим ионы этого газа. Металлический проводник служит для подвода и отвода электронов и является катализатором электродной реакции.

Потенциал водородного электрода принимает боле отрицательное значение с увеличением давления водорода и pH.

ϕ = -0,059pH.

H₂, Pt| H⁺.

2. Стандартный электродный потенциал.

Стандартный электродный потенциал – это потенциал данного электродного процесса при концентрациях всех участвующих в нем веществ, равных единице, при температуре 298 K.

2. Ряд напряжений металлов. Окислительно – восстановительные свойства металлов.

Для определения стандартного потенциала собирают гальванический элемент из нормального водородного электрода и электрода из испытуемого металла, погруженного в раствор его соли с концентрацией, равной 1 моль/л, и определяют при стандартных условиях его ЭДС. Полученная величина по абсолютному значению численно равна стандартному потенциалу металла φ⁰. Знак перед ней зависит от направления движения электронов в гальваническом элементе. Если поток электронов идет от металла к водородному электроду, потенциал металла считается отрицательным, а при обратном движении электронов - положительным. Значения φ⁰ металлов, расположенные в порядке их возрастания, образуют ряд напряжений.