27. Способы выражения концентраций растворов: процентная, молярная, моль-эквивалентная (нормальная), моляльная концентрации. Титр раствора.

Массовая доля (С%) или процентная концентрация определяет, какую часть масса растворенного вещества составляет от массы раствора (обычно в процентах), и рассчитывается как отношение:

С% = m(х) •100% / m(у) ) или С% = m(х) •100% / m(х)+m(z)

m(х)+m(z)

Молярная концентрация (См)или молярность определяет, сколько молей растворенного вещества содержится в каждом литре данного раствора, и рассчитывается как отношение количества растворенного вещества в молях nм(х), содержащегося в растворе, к объему этого раствора:

где n - количество вещества в молях, V - объём раствора, m - масса вещества, Mr - молярная масса вещества.

Моляльная концентрация (Cm)или моляльность определяет, сколько молей растворенного вещества приходятся на каждый килограмм растворителя, и рассчитывается как отношение количества растворенного вещества в молях n(х) к массе растворителя:

Молярная концентрация эквивалента (СN)или нормальность определяет, сколько молей эквивалента растворенного вещества содержится в каждом литре раствора, и рассчитывается как отношение количества растворенного вещества в молях эквивалента nэ(х), содержащегося в растворе, к объему этого раствора:

Мольная доля (Сm) показывает, какую часть число молей растворенного вещества составляет от суммы числа молей растворенного вещества и растворителя в растворе.

Титр-количество вещества (в граммах), растворённое в 1 мл. раствора. Различают титр по растворённому веществу (например, титр раствора соляной кислоты — THCl) или титр по определяемому веществу (например, титр раствора соляной кислоты по едкому натру — THCl/NaOH)

где Т - титр в г/мл, Р - масса навески, V - объём мерной колбы.

28. Электролиты. Причина диссоциации электролитов в полярных растворителях. Степень диссоциации электролитов. Классификация электролитов Электроли́т — вещество, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах и расплавах, или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов. Электролитическая диссоциация, полный или частичный распад молекул растворенного вещества на катионы и анионы. Электролитической диссоциацией называют также распад на катионы и анионы ионных кристаллов при растворении или расплавлении. Электролитическая диссоциация, как правило, происходит в полярных растворителях. При электролитической диссоциации разрываются обычно лишь наиболее полярные связи молекул, например карбоновые кислоты RCOOH диссоциируют на и Н+, электролитической диссоциации могут подвергаться молекулы некоторых растворителей, например воды. Основными причинами электролитической диссоциации являются, с одной стороны, взаимодействие растворенного вещества с растворителем, которое приводит к сольватации ионов, а с другой стороны - значительное ослабление электростатических взаимодействий между сольватированными ионами в среде, обусловленное ее электростатическим полем (диэлектрической проницаемостью растворителя). При этом работа, необходимая для разрушения молекул (кристаллической решетки), обеспечивается за счет энергии сольватации.

Степень диссоциации (α – греческая буква альфа) - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N):

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

Классификация электролитов в зависимости от степени электролитической диссоциации (памятка) Позже было установлено что электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированны практически нацело.

К сильным электролитам принадлежат все соли; из важнейших кислот и оснований к ним относятся HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 , HCl, HBr, HI, KOH, NaOH, Ba(OH) 2 , и Ca(OH) 2 .

К слабым электролитам относятся большинство органических кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат H 2 CO 3 , H 2 S, HCN, H 2 SiO 3 и NH 4 OH.

29. Обратимая диссоциация слабых электролитов и закон действующих масс. Контстанта диссоциации электролитов Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Ее величина зависит от природы электролита и растворителя, от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данного электролита распадаться на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее диссоциирует слабый электролит и тем выше концентрация его ионов в растворе. Законы Рауля и принцип Вант-Гоффа не выполняются для растворов (даже бесконечно разбавленных), которые проводят электрический ток – растворов электролитов. Обобщая экспериментальные данные, Вант-Гофф пришел к выводу, что растворы электролитов всегда ведут себя так, будто они содержат больше частиц растворенного вещества, чем следует из аналитической концентрации: повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания, осмотическое давление для них всегда больше, чем вычисленные.

30. Ионобменные реакции в растворах электролитов. Молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения реакций Это реакции, идущие в растворах между ионами. Сущность их выражается ионными уравнениями, которые записываются так: сильные электролиты пишутся в виде ионов, а слабые электролиты, газы, осадки(твердые вещества) - в виде молекул, независимо от того в какой части уравнения они находятся: левой или правой. .Приведите полные ионные и молекулярные уравнения реакций,соответствующие сокращенным ионным уравнениям: ZnO+2H=Zn2++H2O, 3Na2O+6H=6Na++3H2O, Ag++Cl-=AgCl

2)AgNO3+NaCL=AgCl+NaNo3

Ag(+1)+NO3(-2)+Na(+1)+Cl(-1)=AgCl+Na(+1)+NO3(-2)

Ag(+1)+CI(-1)=AgCl(стрелка вниз)

31, Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Гидроксильный показатель. Способ определения рН растворов кислот и оснований с помощью кислотно-основных индикаторов. Вода представляет собой слабый амфотерный электролит:Н2О Н+ + ОН- или, более точно: 2Н2О Н3О+ + ОН-

Константа диссоциации воды при 25оС равна:

Такое значение константы соответствует диссоциации одной из ста миллионов молекул воды, поэтому концентрацию воды можно считать постоянной и равной 55,55 моль/л (плотность воды 1000 г/л, масса 1 л 1000 г, количество вещества воды 1000г:18г/моль=55,55 моль, С=55,55 моль: 1 л =55,55 моль/л). Тогда Эта величина постоянная при данной температуре (25оС), она называется ионным произведением воды KW: Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому с повышением температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье диссоциация усиливается, ионное произведение возрастает и достигает при 100оС значения 10-13.

Водородный показатель рН – это отрицательный десятичный логарифм активности катионов водорода в растворе. Отрицательный десятичный логарифм активности(или концентрации, если она достаточно мала) гидроксид-ионов в растворе называют гидроксильным показателем. В нейтральных растворах рН равен 7. рН7 – нейтральная среда. В кислых растворах рН меньше 7.В щелочных растворах рН больше 7.

32, Теория сильных электролиов. Ионная сила растворов электролитов. Активность и коэффициент активности ионов. Теория сильных электролитов была предложена Дебаем и Гюкке-лем в 1923 г.; ее успешно развивали российские химики В.К. Семенченко, А.И. Бродский и др. Согласно этой теории, сильные электролиты, в противоположность слабым, полностью ионизированы в водных растворах. Поскольку пространственные решетки кристаллов большинства солей состоят не из молекул, а из ионов, очевидно, что молекулы должны отсутствовать в их растворах. Активность растворенной соли а может быть определена по давлению пара, температуре затвердевания, по данным о растворимости, методом ЭДС. Все методы определения активности соли приводят к величине, характеризующей реальные термодинамические свойства растворенной соли в целом, независимо от того, диссоциирована она или нет.

33. Вычисление рН растворов сильных кислот и сильных оснований Для вычисления рН растворов кислот и оснований следует пред­варительно вычислить молярную концентрацию свободных ионов водорода ( ) или свободных гидроксил ионов ( ), а затем воспользоваться формуламиpH=-lg[ H+ ]; рОН-=-lg[ OH-]; рН + рОН =14

34, Вычисление рН растворов слабых кислот и слабых оснований. Раствор слабого основания pН = 14 – ½рКВ + ½lgс(основания)

Раствор слабой кислоты pН = ½рКА – ½lgс(кислоты)

35 Влияние одноименного иона на обратимую диссоциацию слабого электролита. Буферные растворы. Вычисление рН буферных растворов, Буферные растворы (англ. buffer, от buff — смягчать удар) — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты с сопряженным основанием (напр., СН3СООН и CH3COONa — ацетатный буфер) или слабого основания и сопряженной кислоты (напр., NH3 и NH4CI — аммиачный буфер).[1] уферные растворы имеют большое значение для протекания реакций в живых организмах. Например, в крови постоянство водородного показателя рН (химический гомеостаз) поддерживается тремя независимыми буферными системами: бикарбонатной, фосфатной и белковой. Известно большое число буферных растворов (ацетатно-аммиачный буферный раствор, фосфатный буферный раствор, боратный буферный раствор, формиатный буферный раствор и др.).

36, Гидролиз. Сущность. Значение. Гидролиз солей. Типы гидролизущихся солей. Молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения реакции гидролиза Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ — вода + λύσις — разложение) — один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Механизм гидролиза соединений различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др. - имеет существенные различия

Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).

37. Химическое равновесие в растворах солей, подвергающихся гидролизу и закон действующих масс. Константа гидролиза Закон действующих масс. С законом действующих масс вы познакомились, изучая равновесие обратимых химических реакций (гл. 9 § 5). Вспомним, что при постоянной температуре для обратимой реакции

aA + bB dD + fF

закон действующих масс выражается уравнением

(1)

Гомофазная реакция – химическая реакция, все участники которой находятся в одной фазе.

Вы знаете, что, применяя закон действующих масс важно знать, в каком агрегатном состоянии находятся участвующие в реакции вещества. Но не только это: важно число и соотношение фаз, в данной химической системе. По числу фаз реакции делятся на гомофазные, и гетерофазные. Среди гетерофазных выделяют твердофазные реакции.

Такой фазой может быть смесь газов (газовая фаза), или жидкий раствор (жидкая фаза). В этом случае все частицы, участвующие в реакции, (A, B, D и F) имеют возможность совершать хаотическое движение независимо друг от друга, и обратимая реакция протекает во всем объеме реакционной системы. Очевидно, что такими частицами могут быть либо молекулы газообразных веществ, либо молекулы или ионы, образующие жидкость. Примерами обратимых гомофазных реакций являются реакции синтеза аммиака, горения хлора в водороде, реакция между аммиаком и сероводородом в водном растворе и т.п.

Гетерофазная реакция – химическая реакция, участники которой находятся в разных фазах.

Если хотя бы одно вещество, участвующее в реакции, находится в иной фазе, чем остальные вещества, то обратимая реакция протекает только на границе раздела и называется гетерофазной реакцией.