РАСТВОРЫ

вещество-растворитель (насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные).
По электропроводности (молекулярные, ионные).
Истинные растворы представляют собой

гомогенные системы, содержащие не менее двух веществ.
Вещество, взятое в избытке относительно другого компонента или не меняющее агрегатное состояние, называют растворителем.

С(Х), моль/л)
Моляльная концентрация b(X)


4. Мольная доля N(X):

г растворителя при данной температуре.
В зависимости от растворимости вещества

делятся на хорошо растворимые (Р), мало растворимые (М) и практически нерастворимые (Н). Растворы бывают разбавленные (50%) и концентрированные (>50%); ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные.
Концентрированные ≠ насыщенные

от природы растворяемых веществ включает в себя несколько стадий:

Разрушение кристаллической

решетки
(H1>0); физический процесс

2. Гидратация (сольватация) – взаимодействие вещества с растворителем (H20); химический
3. Самодиффузия (H30); процесс физический.

Суммарный тепловой эффект растворения H:
H= H1+ H2 + H3

Г веществ- экзотермический (H0). Энтропия при растворении твердых веществ, как

правило, увеличивается (S>0), а при растворении газов уменьшается (S0).
Факторы, влияющие на растворимость твердых веществ:
1. Природа растворителя и растворяемого вещества (природа связи).
«Подобное растворяется в подобном»
2. Температура. С ростом Т растворимость большинства твердых веществ увеличивается (H1>0 , принцип Ле Шателье)

Растворимость газов:
1. Природа веществ (Н2 в воде и

в палладии).
2. Температура (при росте Т растворимость уменьшается)
3. Давление. При постоянной температуре растворимость газа в жидкости прямо пропорциональна его давлению над жидкостью (закон Генри).
Закон обосновывает процесс экстракции. Отношение концентраций вещества, растворяющегося в двух соприкасающихся жидкостях, есть величина постоянная, независимая от количества растворенного вещества (закон распределения).

растворителя над раствором НЭ равно молярной доле растворенного вещества

2.Второй закон

Рауля
Повышение темпе-ратуры кипения или понижения темпера-туры отвердевания растворов НЭ пропорционально числу частиц растворенного вещества и не зависит от его природы

вида через полупроницаемую перегородку. Осмотическое давление - давление, которое необходимо

приложить к раствору для прекращения осмоса, т.е. самопроизвольного перехода молекул растворителя от чистого растворителя в раствор.

Осмотическое давление раствора численно равно тому давлению, которое производило бы

растворенное вещество, если бы оно при той же температуре находилось в газообразном состоянии и занимало объем, равный объему раствора.

Данные используются для определения относительной молекулярной массы растворенного вещества, численно равной его молярной массе.

Электролитическая диссоциация (ионизация) – распад растворенного вещества на ионы

под действием молекул растворителя.
Диссоциации подвергаются вещества с ионной и ковалентной полярной связью Вещества, распадающиеся на «+» заряженные ионы (катионы) и «–» заряженные ионы (анионы), называются электролитами (кислоты, основания и соли).
В растворе ионы гидратированы (сольватированы), т.е. окружены молекулами воды (растворителя). Природа данной связи для катионов – донорно-акцепторная, для анионов – водородная или электростатическая.

соединения, диссоциирующие в водных растворах с образованием положительных ионов

водорода (ионов гидроксония Н3О+):
НСl + H2O Н3О++ Сl-
2. Основания - соединения, образующие в водных растворах - гидроксид-ионы ОН-:
Са(ОН)2 Са2+ + 20Н-
3 Средние соли образуют катионы металлов или комплексные катионы и одноатомные либо многоатомные анионы:
(NH4)2SO4 2NH4+ + SO4 2-
NaCl Na+ + Cl-
Процесс диссоциации – процесс обратимый:
Диссоциация Ассоциация

электролита КА: KA = K+ + A-

на основании закона действующих масс :
K = С (K+) ·С(A-)/ С(KA)
Константу равновесия К в константой диссоциации данном случае называют (константа ионизации).
2. Степень диссоциации   =Ci / Co
Сi - концентрация молекул, распавшихся на ионы;
С0 - общая концентрация растворенных молекул.
По степени диссоциации  в растворах электролиты подразделяют на сильные (>30%) средние (3%30%) и слабые(3%).

= С2 /(1-  )
С - исходная молярная

концентрация электролита (закон разбавления Оствальда). Уравнение выражает зависимость степени диссоциации от концентрации раствора. Если   1, то  =(K/С)
Иными словами: с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается.

диссоциации. При уменьшении концентрации одного из ионов диссоциация слабого электролита

усиливается.
Уравнения справедливы для разбавленных растворов слабых электролитов и не выполняются для сильных электролитов.
Более точное описание диссоциации на основе использования значения активности:
K= а(К+)а(А-)/а(КА)

от температуры.
Константы диссоциации кислот НА Kк, оснований КОН Кo, а

также рKo (десятичный логарифм константы диссоциации, взятый с обратным знаком) кислот рKк, оснований pKo, соответственно равные,
Kк = С(Н+)С(А-)/С (НА) рKк = - lgKк,
Ko= С(К+)С(ОН-)/с(КОН) рKо = - lgKо
служат количественной мерой их силы.

их рК, тем они сильнее.
Ступенчатая диссоциация кислот и оснований. Кислые

и основные соли. Амфотерные электролиты.
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, каждая ступень имеет свое значение константы диссоциации:
H2SO3 = H+ + HSO3- (1 ступень)
K1 = С(HSO3-)С(H+ )/С(H2SO3) = 2 10-2
HSO3- = H+ + SO32- (2 ступень)
K2 = С(SO32-)С(H+ )/С(HSO3-) = 6 10-8

>К2.
В связи со ступенчатой диссоциацией
- многоосновные кислоты способны образовывать

кислые соли:
NaHSO4 = Na+ + HSO4-
HSO4- = H+ + SO42-
- Слабые основания:
Fe(ОH)2 = FeOH+ + OH- (1 ступень)
K1 = С(FeOH+)С(OH- )/С(Fe(OH)2)
FeOH+ = Fe2+ + OH- (2 ступень)
K2 = С(Fe2+)С(OH- )/ С(FeOH+), K1 > K2
Этим объясняется их способность образовывать основные соли при диссоциации.
FeOHCl = FeOH+ + Cl-
FeOH+ = Fe2+ + OH-

Cr(OH)3, Pb(OH)2] диссоциируют в водном растворе как кислоты и основания:

2OH-+[Zn(H2O)4]2+ =Zn(OH)2+nH2O = [Zn(OH)4]2- + 2H+
Сила кислородсодержащих кислот ЭОm,(ОН)n возрастает с увеличением т и практически не зависит от n.
Кислоты состава:
Э(ОН )n - слабые (первая ступень диссоциации),
ЭО(ОН)n - средней силы,
ЭО2(ОН)n и ЭО3(ОН)n- сильные.

металлов с переменной степенью окисления. С увеличением степени окисления элемента

основные свойства его гидроксидов ослабевают, кислотные - усиливаются: Мn(ОН)2 - основание средней силы, Мn(ОН)3 -слабое основание, Mn(OH)4 - амфотерное с некоторым преобладанием кислотных свойств, H2МnО4 и НМnО4 - сильные кислоты.

 H=57,5 кДж/моль,
К = С(Н+)С(ОН-) /С (Н20)=1,810-16
Kw =

K С(Н20) = С(Н+) С(ОН-)
При 25 С К = 10-14 моль2/ л2
При увеличении температуры K возрастает. В любом водном растворе одновременно присутствуют Н+ и ОН-. Кислотность и щелочность среды характеризуют концентрацией Н+ или водородным показателем рН – отрицательным десятичным логарифмом концентрации водородных ионов: рH = -lgС(H+); рОH = -lgС(ОH-)
рH + рОH =14

гетерогенной системе -насыщенному раствору малорастворимого электролита, находящемуся в равновесии со

своим осадком:
KnAm = nKm+ + mAn-
дает выражение константы равновесия:
K= Сn (Km+)·Сm (An-), которая в данном случае называется произведением растворимости (ПР) :
ПР= cn (Km+ ) cm (An-)

в степень с показателем, равным стехиометрическому коэффициенту при данном ионе,

при данной температуре - величина постоянная.
ПР характеризует сравнительную растворимость однотипных веществ. Условие образования осадка:
Сn (Km+ ) Сm (An-)> ПР(KnAm)
Раствор, в котором соблюдается это условие, - пересыщенный относительно данного электролита, из него будет выпадать осадок ( достигается введением одноименного иона в систему).
Условие растворения осадка:
Сn (Km+ ) Сm (An-) ПР(KnAm)
Раствор в данном случае - ненасыщенный, при введении в него кристаллов малорастворимого электролита они будут растворяться.

растворах неэлектролитов. Для учета этого во все законы вводится поправочный

коэффициент (i,изотонический коэффициент), который связан со степенью диссоциации.

электролитов - удаление из него тех или иных ионов:
- Образование

малодиссоциирующих соединений:
1) HCI + NaOH = NaCl + H2O
Н++ОН- Н2О
2) СН3СОONа + HCI  СН3СООН + NаСI
СН3СОО- + Н+ СН3СООН
- Образование малорастворимых веществ:
1) NaCI + AgNO3  AgCI + NaNO3.
Cl- + Ag+  AgCI
- Образование газов
1) Na2S+2HCI  2NaCl + H2S
S2- + 2H+  H2S

его гидролизом.
Гидролиз солей - реакция, обратная

реакции нейтрализации слабых кислот (оснований) сильными основаниями (кислотами) или слабых кислот слабыми основаниями.

анионом сильной кислоты (NH4Br, ZnCl2, Cu(NO3)2 и др.).
Среда при гидролизе

кислая (рН<7), процесс обратимый
Молекулярное уравнение 1 ступени гидролиза СuСl2 + НОН CuOHCI + НСI.
Гидролизом по второй ступени при обычных условиях можно пренебречь.

и анионом слабой кислоты (К2СО3, Na2S, Na2SO3, К3РО4 и др.).

При гидролизе создается щелочная среда (рН>7). СН3СОONa + HOH СН3СООН +NaОН
CH3COO+ + НОН СН3СООН + OH-
Процесс обратимый, равновесие гидролиза сильно смещено влево.

гидролизуются соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.

Молекулярное уравнение:
CuF2 + НОН  CuOHF + HF
Cu2+ + 2F- +H2O CuOH+ + HF
рН=7, процесс необратимый

h = Сг/Сo,
Сг - концентрация гидролизованной части соли, Сo- общая концентрация растворенной соли.
Для гидролиза по аниону в общем виде
А- + НОН = НА + ОН-
С(НА) С(ОН-) Кw  С(Н2О)/С(А-)= Кг,
используя соотношение С(ОН-)=Кw/С(H+), можно получить Кг= Кw/КНА или Кг= Кw/Кк

С(КОН) С(Н+) /С(К+)= Кг =Кw/Ко
Гидролиз по катиону и по аниону

:
К+ +А- + НОН =КОН + НА
С(КОН)С(НА) /С(К+)С(А-)= Кг =Кw/Ко Кк
Связь Кг и h описывается выражением, подобным закону Оствальда:
Кг=Сh2 , h =(Кг/С)1/2

- донор протона,
СН3СООН СН3СОО- +Н+
Кислота

сопряженное основание
Основание – акцептор протона.
ОН-+Н+ Н2О
Основание сопряженная кислота
Электронная теория (Льюис)
Кислота - акцептор электронных пар
Основание – донор электронных пар
HCl + NH3 = NH4Cl
кислота основание продукт
Ag+ + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+