Растворы, свойства растворов

Растворы – гомогенные системы перменного состава, содержащие 2 или более компонентов. Истинные растворы – размеры частиц растворённого в-ва соизмеримы с размерами атомов или молекул. Растворение заканчивается равновесием системы(dG=0)

1) Способы выражения концентраций растворов.

Моль – такое число атомов, которое совпадает с числом атомов в 12 г изотопа углерода – 12. N_A=6,02*10^23 моль^-1_. Молярная масса (М) – масса одного моля в-ва. Эквивалент – реальная или условная частица, эквивалентная одному иону Н⁺ в кислотно-основных реакциях или 1 е в ОВР. Эквивалентная масса: Э=М/Z, где Z- число эквивалентов. Массовая доля W – отношение растворённого в-ва к массе р-ра. Процентная концентрация – то же самое, только умноженное на 100. W=m_a/(Σm_i). Объёмная доля: ф=V_a/(ΣV_i). Мольная доля: х=n_a/(Σn_i). Моляльная концентрация – число молей в-ва, растворённого в 1 кг растворителя.(n-число молей) C_m=n_b/m_a=m_b/(M_b*m_a). Молярная концентрация – кол-во молей растворённого в-ва в литре раствора. C_M=n_a/V=m_a/(M_a*V). Молярная концентрация эквивалента(нормальность) – кол-во эквивалентов n_э в литре раствора(Э-эквивалентная масса = М/Z). С_э=n_э/V=m_b/(Э_b*V)=(m_b*Z)/(M_b*V) моль/л. Титр раствора по веществу – масса в-ва b, содержащаяся в 1 мл раствора. (d-плотность) T=m_b/V г/мл. T=W_b*d/100=С_М(b)*M_b/1000=C_Э(b)*Э_b/1000 г/мл. При разбавлении р-ра меняются концентрация и объём раствора, а масса остаётся постоянной. Поэтому для решения задач формулы: T_исх*V_исх=W_исх*d_исх*V_исх/100=W₁*d₁*V₁/100=C_M*M_b*V₂/1000=C_Э*Э_b*V₃/1000.

2=3) Слабые электролиты. Степень диссоциации электролита. Константа диссоциации. Связь константы диссоциации со степенью диссоциации (закон разбавления Оствальда).

Электролиты-соли, кислоты, основания, имеющие полярные и ионные связи, при растворении в воде в той или иной мере диссоциируют (распадаются на ионы). Степень диссоциации – отношение числа диссоциировавших молекул к общему числу(или через концентрации). α=N_d/N₀=C_d/C₀. Изотонический коэффициент i=(число частиц в растворе)/(число молекул растворённого в-ва). Если каждая молекула диссоциирует на n ионов, то N молекул дают nαN ионов, а остаются (1- α)N молекул. Тогда общее число частиц в р-ре равно (1- α)N+nαN. Тогда i=N(1- α+ nα)/N, откуда α=(i-1)/(n-1). Слабые электролиты – те, для которых α<3%. (для децимолярного (0,1 М) р-ра при Т=25 ^оС. Примеры: H2S, HCN, H3BO3, CH3COOH, H2CO3, NH4OH, HgCl2,CdCl2, Fe(SCN)3. Из-за малой диссоциации в ионных уравнений пишутся в виде молекул. Константа диссоциации. Диссоциация – обратимый процесс. Для слабого электролита можно записать ABA⁺+B^-. Тогда K_д=К_{р(авновесия)}=[A⁺][B^-]/[AB]=const, где [A⁺], [B^-] – равновесные молярные концентрации ионов, а [AB] – концентрация недиссоциировавших молекул. Константа диссоциации является характерной для данного электролита и растворителя величиной, т.е. зависит только от природы электролита и растворителя и Т, но не от концентрации раствора. У слабых электролитов K_д<10^-4. Закон разбавления Оствальда устанавливает связь между степенью диссоциации и концентрацией веществ. ABA⁺+B^-. K_д=[A⁺][B^-]/[AB]_недисс. Тогда [A⁺]=[B^-]=[AB]_дисс= αС_м (из выражения степени диссоциации). Тогда [AB]_недисс=C_м-[AB]_дисс=С_м-αС_м=(1-α)С_м. Тогда К_д=α²С_м²/(С_м(1-α))= α²С_м/(1-α). Учитывая, что α<<1, α в знаменателе можно пренебречь. Тогда α=sqrt(K_д/С_м).