Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна

2019
Л-6

состава (концентрации) растворов.

2. Теория электролитической диссоциации.

Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые
электролиты.

2

гомогенная система,
состоящая из двух или более компонентов,
имеющая переменный

состав

3

системы)
Истинные растворы

Размеры частиц
более 100 нм

1 – 100 нм


менее 1 нм
4

– облако, туман
Дисперсионная среда – жидкая
Дисперсная фаза:
твердая – суспензия, паста
жидкая

– эмульсия
газообразная – пена, газированная вода
Дисперсионная среда – твердая
Дисперсная фаза:
твердая – горные породы, цветные стекла, композиты
жидкая – твердые эмульсии
газообразная – твердые пены

5

переменного состава, содержащие атомы, ионы или молекулы и различные ассоциаты

последних

Состав раствора: растворитель + растворенное вещество.
Параметры раствора: температура, давление, содержание растворенного вещества.
Агрегатное состояние :
Газообразные (воздух),
Твердые (сплавы)
Жидкие растворы (водные и неводные):
ж.-тв. (H2O – NaCl, CCl4 – I2)
ж.- ж. (Н2O – H2SO4)
ж.- г. (Н2O – СO2)

6

не изменяется при образовании раствора
Растворенное вещество
Если массы растворенного вещества

m B и растворителя mS сопоставимы (m B  mS), то раствор считают концентрированным, если масса растворенного вещества mB много меньше массы растворителя mS (m B  m S), то раствор считают разбавленным.

7

концентрация раствора. В неорганической химии для количественного выражения состава растворов

используют массовую долю, мольную долю, молярную, моляльную и эквивалентную концентрации (а также титр в аналитической химии).

8

(моль/л).
Если в растворе серной кислоты H2SO4 молярная концентрация равна

1 моль/л, то это обозначается как 1М раствор H2SO4 (одномолярный раствор серной кислоты).

Массовая доля wB растворенного вещества В
wB= mB / mр= mB / (mB + mводы).
Безразмерная величина

Эквивалентная концентрация (нормальность):
сн(В) = nмоль(экв) (B) / Vр ; [моль(экв.)/л)].

9

отношение количества вещества В (nB, моль) к массе растворителя (ms

, кг):
cm (В) = nB / ms..
Единица измерения - моль/кг

Мольная (молярная)доля вещества в смеси (в том числе, в растворе) обозначается как xB и равна отношению количества вещества В (nB, моль) к суммарному количеству всех веществ в cмеси (растворе) ni = nB + n1 + n2 + …+ ni, а именно:
xB = nB / ni ..
Мольная доля – безразмерная величина.

10

при заданной температуре.
Количественно растворимость измеряется как концентрация насыщенного раствора.
(коэфф. растворимости

– масса вещества, растворяющегося при данных усл. в 100 г растворителя; табл. растворимости)
Растворимость:
более 10 г/ 100 мл H2O – вещество хорошо растворимо;
менее 1г/ 100мл – малорастворимо;
менее 0,01г/ 100мл практически нерастворимо

11

= HM - TSM
Энтропийный фактор:
SM  0; если T, (TSM)
Энтальпийный

фактор:
HM = Hкр + Hс + Hр
Hкр – разрушение кристаллической решетки (эндотермич.)
Hс – сольватация (экзотермич.)
Hр – разрушение структуры растворителя (эндотермич.), 0

12

влияет
Влияние температуры


Т
с
Q < 0; ΔН> 0.

Большинство веществ
Q ≈ 0; ΔН

= 0.
NaCl, LiOH, K2SO3

Q > 0; ΔН< 0.
MnSO4, Li2CO3,CaCrO4

13

[B]
Кривая растворимости
c(B) = [B]
Область ненасыщенных растворов c(B) < [B]
14

(при данной температуре) раствора.
15

насыщения при данной температуре.

16

с растворяемым веществом.
Устанавливается фазовое равновесие: растворяемое вещество  раствор

17

растворимости
18

растворителе (вода)
19

серная кислота, вода и ацетон и др.)
Практически полная нерастворимость (вода

и бензол, вода и CCl4 и др.)
Ограниченная взаимная растворимость (вода и бутанол и др.)

21

°С
А: 99,0% эфира + 1,0% воды
Б: 88,0% воды +

12,0% эфира

При 50 °С
А: 98,3% эфира + 1,7% воды
Б: 95,9% воды + 4,1% эфира

А

Б

22

зависит от природы газа, растворителя, температуры и прямо пропорциональна парциальному

давлению pB газа B над поверхностью его раствора: 
wB=Kг PB (закон Генри), где wB-мольная доля

Масса газа, растворяющегося при постоянной температуре в данном объеме жидкости, прямо пропорциональна парциальному давлению газа

23

100°C
Азот N2:
2,35 0°C 1,54 20°C 0,95 100°C
Радон Rn:
51,0 0°C

22,4 25°C 13,0 50°C
(в мл газа/100 г H2O)

24

х  4
Энтальпия сольватации Нс  0 (экзотермич.)
Г(р)  Г(H2O)y
Г(s)

 Г(ж1)y

25

входящих в его состав, а объемный и энтальпийный эффект растворения

равны нулю:
Hм = 0, Vм = 0

26

объем раствора при 25 С равен не 2 л, а

1,93 л.
Объемный эффект растворения
C6H6 + н-гексан C6H14 : Vм = 0,13%
C6H6 + CCl4 : Vм = 0,52%

27

количественного состава растворов, а не природы растворяемого вещества и растворителя.

Близки по свойствам к идеальным бесконечно разбавленные растворы (для концентрации растворенного вещества меньшей чем 0,1 моль/л).

28

и слабые электролиты. Теория электролитической диссоциации (1887 г.)
В водном

растворе (или расплаве) происходит распад растворенных веществ – электролитов – на ионы:
MA(т,ж,г) + Ж1 
 MA(s) + M+(s) + А–(s)
MA(s) – сольватированная молекула растворенного вещества; M+(s) и А–(s) – сольватированные катион и анион.

Сванте-Август АРРЕНИУС (19.11 1859 - 2.Х 1927), шведский физикохимик

29

или расплаве называется электролитической диссоциацией или ионизацией.
В растворе или расплаве

электролитов ионы движутся хаотически. При пропускании электрического тока – положительно заряженные ионы (катионы) движутся к катоду, а отрицательно заряженные ионы (анионы) – к аноду.
Диссоциация – процесс обратимый: одновременно идут два противоположных процесса диссоциация и ассоциация)

30

формульных единиц при переходе в раствор, а при появлении разности

потенциалов проводят электрический ток.
Неэлектролиты – вещества, для которых не происходит изменения числа формульных единиц в растворе, при растворении меняются только силы межмолекулярного взаимодействия.

31

проводят электрический ток.
32

1 л 0,01М раствора KСl содержится 0,01 моль катионов K+

и анионов Cl–:
0,01 моль KСl + H2O 
 0,01 моль K+ (р) + 0,01 моль Cl– (р)

33

ток
34

1 л раствора 0,01М сахарозы содержится 0,01 моль гидратированных молекул

C12H22O11 (В) :
0,01 моль B + H2O  0,01 В (р)

35

+ Cl–(р)

[MA] = 0, [M+] = [A–] = c0

Степень диссоциации:

36

 HgCl+ + Cl– ( = 2–5%):
Это соединение имеет молекулярную

структуру, является бинарным соединением

Константа диссоциации KD (KC) 

37

/ [MA] = ( с0 ·  с0) / (1–)с0

KC = 2 с0 / (1–)

38

немецкий физикохимик


с0
0
 = f (с0)
39

(A–)
Прочность образующихся сольватов
Концентрация раствора
Температура
Природа растворителя (его диэлектрическая

проницаемость)

40

МА(т)

М M+ + А–
Для малорастворимых сильных электролитов:
Kс = [M+][A–] = ПР(МА)
(произведение растворимости)

В общем виде:
МхАу(т) х Ма+ + у Аb–
Тогда ПР = [Ma+]x [Ab–]y

ПР = const при T = const
ПР = f(T)

41

Аb–

[Ma+] = x L; [Ab–] = y L
ПР(МхАу) = (x

L)x (y L)y = xx yy Lx+y

42

 2Ag+ + SO42–
L

2L L
ПР = [Ag+ ]2 [SO42–] = (2L)2L = 4L3

43

Т

Условия осаждения и растворения осадков

с

с(М+) с(А–) = [M+] [А–] = ПР

с(М+) с(А–) < ПР
МА(т)  М+ + А–

с(М+) с(А–) > ПР
М+ + А–  МА(т)

МА(т) М+ + А–

Для малорастворимого сильного электролита МхAy
условие растворения осадка: [Ma+]x [Ab–]y < ПР
условие выпадения осадка: [Ma+]x [Ab–]y > ПР

44

Рауля):
pi =Ni pо ; Ni – мольная доля растворителя.
2.Понижение температуры

кристаллизации раствора:
tкрист. = К m; m – моляльная концентрация раство-
ренного вещества; К - криоскопическая постоянная р-ля.
3.Повышение температуры кипения раствора:
tкип. = E m; Е – эбулиоскопическая постоянная р-ля.
4.Осмотическое давление (P, кПа):
P = CM RT, R – универсальная газовая постоянная;
T- температура, К.

энтальпии химической реакции. Закон Гесса.
Пример расчета изменения энтальпии реакции.

вещество. Предмет науки химия
2. Качественная и количественная характеристика состава атомов
3.

Строение электронных оболочек атомов. Квантовые числа. Энергетические уровни и подуровни, атомные электронные орбитали.
4. Правила составления электронных формул и схем строения электронных оболочек атомов (принцип минимальной энергии, правила Клечковского, Хунда, принцип Паули)
5. Химические (окислительные, восстановительные) свойства атомов химических элементов и порядок их определения
6. Сущность периодического закона. Причина периодической повторяемости химических свойств и количественных характеристик атомов с увеличение зарядов их ядер
7. Строение периодической системы химических элементов Д.И.Менделеева. Характер и причины изменения металлических и неметаллических свойств, радиусов, энергии ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности атомов в периодах и группах периодической системы
8. Основные типы химической связи (ковалентная, ионная, металлическая), механизм их образования и свойства
9. Классы сложных неорганических соединений. Состав, номенклатура, химические свойства и реакции оксидов, кислот, оснований и солей

вещества, закон постоянства состава вещества, закон Авогадро и два следствия

из него. Применение этих законов для вычисления состава, массы и объема веществ
11. Основы термохимии. Тепловой эффект химической реакции, изменение энтальпии химической реакции. Закон Гесса. Пример расчета изменения энтальпии реакции
12. Понятия скорости гомогенной и гетерогенной реакций. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, давления, температуры. Закон действия масс, правило Вант-Гоффа.
13. Сущность химического равновесия и условие его наступления. Константа химического равновесия. Определение направления смещение химического равновесия в соответствии с принципом Ле Шателье.
14. Понятие раствор. Типы растворов. Способы выражения состава (концентрации) растворов
15. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты
16. Диссоциация воды, ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала рН растворов
17. Реакции ионного обмена, условия их протекания. Порядок составления ионных уравнений
18. Гидролиз солей
19. Сущность окислительно-восстановительных реакций и условие их протекания. Степени окисления атомов и порядок их определения. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакции на основе метода электронного баланса
20. Комплексные соединения металлов, их состав и поведение (устойчивость) в растворах. Константа нестойкости комплексных ионов.
21. Химия s,p,d-элементов таблицы Менделеева
22. Химия биогенных элементов. Понятие о микроэлементах.

37