Содержание
-
Растворы
-
Раствор– гомогенная система, переменного химического состава,состоящая из двух и более компонентов: растворитель и растворенное вещество (вещества). Классификация растворов по агрегатному состоянию: газовые(воздух), жидкие(морская вода), твердые (сплавы) по составу растворителя (водные, аммиачные, бензольные и др.)
-
П По размеру частиц или по степени измельченности (дисперстности): Взвеси (грубодисперстные системы) - размер частиц 10-3 -10-5 см. Взвеси - очень непрочные, гетерогенные системы. Грубодисперсные системы обычно бываютв виде суспензий, эмульсий, аэрозолей. Приведите примеры природных грубодисперсных систем?
-
Коллоидные растворы - размер частиц 10-5 - 10-7 см. Примером коллоидных ДС служат растворы клея и желатины. Коллоидные растворы отличаются тем, что их частицы сильно рассеивают проходящий через них свет и делают заметным путь пропущенного светового луча (эффект Тиндаля). Истинные растворы – размер частиц 10-7 -10-8 см, это гомогенные, устойчивые ДС.
-
по отношению к равновесию (растворимое вещество – раствор) ( насыщенный, ненасыщенный, перенасыщенный) Насыщенный раствор – находится в равновесии с твердым не растворившемся веществом, т.е. скорость растворения равна скорости его кристаллизации. Концентрация насыщенного раствора наз. растворимостью с указанием температуры, при которой она определена.
-
Растворимость - число моль растворенного в-ва в одном литре раств-ля (в состоянии насыщения) Коэфф. растворимости - масса раств-го компонента в 100 г. раств-ля Ненасыщенный раствор - содержит раств-го в-ва меньше равновесного кол-ва, т.е. скорость растворения больше скорость кристаллизации. Перенасыщенный раствор - скорость кристаллизации больше скорость растворения. Si = ni V [моль/л]
-
Растворимость некоторых веществ при различных температурах
S T
-
Способы выражения концентрации растворов
-
Массовая доля () - отношение массы раств-го в-ва к общей массе раствора: = m2 m1 +m2 [%]
-
2) Мольная доля (N) - отношение числа моль раств-го в-ва к общему числу моль всех в-в, образующих раствор:
-
3) Моляльность(Сm) - отношение числа моль растворенного вещества к массе растворителя: ;[моль/кг]
-
Молярная концентрациявещества (См)–отношение числа моль растворенного вещества к объему раствора ;[моль/л]
-
2)Молярная конц-ция эквивалентов в-ва (Сэ)– кол-тво (моль) эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора. Сэ = m1 Mэ•V ;[моль/л]
-
3) Титр (Т) - масса (г) растворенного вещества в 1 мл р-ра ;[г/мл ]
-
Химическая теория растворов
Физико-химическая теория растворов разработана Д.И. Менделеевым, И.А. Каблуковым, В.А. Кистяковским и др. Основной принцип теории: между компонентами р-ров образуются хим. соединения определенного состава - сольваты (гидраты)
-
Между частицами внутри сольватов существует сильное взаимодействие и часто они образуют комплексы, в которых осуществляется донорно-акцепторное взаимодействие [Cu(H2O)6]Cl2 [Fe(H2O)6]Cl3 [Be(H2O)4]Cl2
-
Механизм растворения
твердого вещества в жидкости состоит в том, что молекулы растворителя образуют с поверхностными молекулами (атомами, ионами) химические связи, при этом ослабляются связи этих молекул внутри твердого вещества
-
Растворение твердого вещества
-
В итоге образовавшийся комплекс отрывается и диффундирует в р-р Этот процесс обратим и с увеличением концентрации в-ва скорость обратного процесса (кристаллизации) становится все больше, сравниваясь со скоростью растворения
-
Образование аквакомплексов
-
Влияние природы вещества на растворимость
Растворение - это химическое взаимодействие, которое проявляется в изменении объема раствора и тепловом эффекте
-
Если тип межмолекулярных связей в компонентах р-ра и между ними одинаков, то возможны любые соотношения между компонентами р-ра Подобное растворяется в подобном
-
Примеры: бесконечная растворимость спирта в воде (водородные связи) орг. в-в в орг-ких жидкостях (ван-дер-ваальсовы силы) ограниченная раств-сть солей (ионная связь) в воде (водородная связь)
-
Раств-сть полярных в-в опр-ся природой раств-ля. Большое значение имеет его диэл-кая проницаемость () : чем она больше, тем легче диссоциация на ионы, т.к. По этой причине многие соли лучше растворяются в воде ( = 80), чем в спирте ( = 25)
-
Термодинамика растворения
При растворениипроисходит три процесса: 1) перехода компонентов из индивидуального состояния в раствор (фазовый переход); 2) гидратация; 3) диффузия Энтальпия растворения равна сумме энтальпий этих процессов: ΔНр-ния = ΔНф.п + ΔНгидр
-
Экзотермическое растворение- при растворении газа или жидкости энтальпия фазового перехода меньше энтальпии гидратации и растворение сопровождается выделением тепла. Эндотермическое растворение – при растворении кристаллических веществтребуется значительная энергия (энергия кристаллической решетки) на их разрушение, которая больше энтальпии гидратации, и в этом случае процесс растворения сопровождается поглощением тепла.
-
При растворении газов энтропия уменьшается. При растворении твердых веществ увеличивается. Растворение жидкостей сопровождается также увеличением энтропии. Образование раствора происходит самопроизвольно, энергия Гиббса процесса растворения отрицательна: ΔGр-ния = ΔНр-ния – Т·ΔSр-ния
-
Взаимное влияние на растворимость
-
При условии ΔGр-ния
-
Растворимость газов
в жидкостях и тв. телах идет без разрушения крист. решетки теплота растворения определяется теплотой гидратации, которая всегда Н 0 (при нагревании растворимость ум-ся) уменьшается объем газа при его поглощении (V 0), что соответствует S 0 это приводит к уменьшению растворимости с ув-ем температуры
-
Закон Генри Растворимость газа в жидкостях (и в твердых веществах) при постоянной температуре пропорциональна его давлению: Si = K•Pi Для смеси газов их раств-сти пропорциональны парциальным давлениям
-
Р1
-
Свойства разбавленных растворов неэлектролитов
Р-ры неэлектролитов по свойствам приближаются к идеальным газам Их свойства пропорциональны конц-циям компонентов, они аддитивны (обусловлены коллективом частиц), поэтому их называют коллигативными св-вами
-
Коллигативные свойства давление пара раств-ля над раствором температура кипения температура замерзания осмотическое давление
-
I закон Рауля
Обозначения: Растворенное вещество - нелетучее Р1 давление пара растворителя над раствором P10 - давление пара над чистым растворителем N1и N2мольные доли растворителя и раств-го в-ва
-
Давление пара идеального раствора при различных С (оба летучие)
Р°А+Р°В=РР
-
Если одно из веществ нелетучее Для чистого растворителя: N1 = 1 ; P1 = P10 = K Для р-ра : P1 = P10 .N1 т. к.N1 = 1 - N2, то P1 = P10(1 - N2 ) P1 - P10 = P10 N2 Р = P10 N2 Понижение давления насыщ.пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле раствор-го в-ва
-
II закон Рауля
Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания р-ров пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества Tk = E•Cm Е-эбулиоскопическая константа; Сm - моляльная концентрация, моль/кг Tз = K•Cm К - криоскопическая константа
-
Закон Вант-Гоффа
Осмос - явление односторонней диффузии через полупроницаемую перегородку Осмотическое давление равно тому давлению, которое имело бы раств-ное вещество, будучи в газообразном состоянии в объеме раствора
-
Растворы имеющие одинаковые осмотические давления наз изотоническими. Гипертонический раствор – имеет большее осмотическое давление, чем раствор сравнения. Гипотонический р-р - имеет меньшее осмотическое давление, чем раствор сравнения.
-
Растворы электролитов
-
Теория электролитической диссоциации (С. Аррениус 1887 г.)
объясняет отклонения ряда растворов от законов Рауля и Вант-Гоффа Эти растворы обладали электропроводностью большей, чем чистый растворитель
-
Основные положения: Растворяясь, в-во диссоц-ет на ионы Ионы в р-ре гидратируются (сольватируются) Сильно разб-е р-ры электролитов приближаются к идеальным с учетом числа частиц образующихся в растворе
-
Конц. р-ры отклоняются от свойств идеальных р-ров из-за сильного взаимодействия противоионов, которые образуют сложные частицы, что уменьшает их количество
-
Растворение ионного кристалла
-
Диссоциация молекулы электролита на ионы
-
Характеристики растворов электролитов
Степень диссоциации электролитов () - отношение числа распавшихся молекул к общему числу растворенных и зависит от концентрации раствора [ доля от 1 или %] - электропр-ость при разбавлении Электролиты делят на слабые (0,3)
-
Зависимость от конц –и р-ра для слабого и сильного электролитов
сильный слабый
-
Константа диссоциации
Это константа равновесия электрол-кой диссоциации KnAm nKm+ + mAn- С СК СА слабыеэлектролиты- КД10-2
-
Для слабых электролитов (1-) 1 и однозарядных ионов (n = m = 1) Закон разбавления Оствальда
-
Изотонический коэффициент (i)
- отношение общего числа частиц в р-ре к числу раств-ных молекул В р-рах электролитов реально существующее число частиц > числа растворенных молекул Поэтому вводится поправочный коэффициент (i), учитывающий изменение числа частиц: i = nреал nобщ
-
ТК =
-
Кажущаяся степень диссоциации
KnAm nKm+ + mAn- - кажущаясястепень диссоциации сильных электролитов (
-
Обменные реакцииврастворах электролитов
Диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований идет ступенчато H3PO4 = H2PO4– + H+ К1 = 7,410 –3 H2PO4– = НPO42– + H+ К2 = 6,310–8 НPO42– = PO43– + H+ К3 = 4,410–13
-
Растворимые средние соли(Na2CO3, NaCl, K2SO4и др.)- обычно сильные электролиты и диссоц-ют в воде нацело Кислые соли диссоциируют на катион металла и гидроанион: NaHCO3 =Na+ + HCO3– Основные соли - на гидроксокатион и анион: MgOHCl = MgOH+ + Cl–
-
Правило Бертолле
Равновесие в ионных реакциях смещено в сторону образования нерастворимых соед-ний, газов и слабых электролитов К1А1 + К2А2 = К1А2 + К2А1 К1А1 = К1++ А1-
-
а) Кр > 1 ; К11• К22 > К12 • К21 б)Кр
-
Ионное произведение воды
Вода - слабый электролит Н2О =Н+ + ОН– Ионное произведениеводы: Kд.[H2O]= 1,86.10–16.55,5 = = [H+].[OH–] = 10–14 =Кw Кw не зависит от конций ионов
-
Водородный показатель
Кислотность или основность водных растворов характеризуется конц-ей [Н+] или [ОН–] ионов Удобнее использовать логарифмическое выражение: рН = -lg [H+] и pOH = -lg [OH–] Для воды [Н+] = [ОН–] = 10–7 рН = рОН = 7 - нейтральная среда
-
Если в растворе: [Н+] > [ОН–], то рН 7 – это кислые растворы [Н+] 7, а рОН
-
Произведение растворимости
Для трудно растворимых соед-ний Ag2СO3 (тв)2Ag+р+ CO32- р ПРAg2CO3– произведение растворимости
-
Ув-ие или ум-ие одной из концентраций ионов приведет к изменению другой ПР связано с раств-стью (S) Для электролита, имеющего катион и анион равного заряда вытекает: ПР = S2или
-
Гидролиз солей
Гидролиз (сольволиз) - разложение воды ионами соли Гидролиз сопровождается диссоци-ацией их на ионы, гидратацией этих ионов и взаимодействием молекул воды с ионами Na2CO3 = 2Na+ + CO32– Na+ + H2O CO32– + H2O = HCO3– + OH–
-
-
Закономерности гидролиза
При гидролизе (сольволизе) идет разрыв ков-ной полярной связи в молекуле раств-ля и образование новой связи с ионом соли Гидролиз тем легче, чем > степень ионности связи в раств-ле и поляризация, тем ковалентность и тем полнее идет гидролиз (сольволиз)
-
Сильному гидролизу подвергаются: — катионы с сильно поляризующей способностью (Al3+, Fe3+, Bi3+) — анионы с сильной поляризуемостью (CO32–, SO32–, NO2–, CN–, S2– и др.) Не гидролизуются: — слабо поляризующие катионы I и II группы (Na+, Ca2+и др.) — слабо поляризуемые анионы (Hal– , NO3–, SO42–, MnO4–, ClO4–, Cr2O72–)
-
Сильно поляризующие катионы образуют слабые основания сильно поляризуемые анионы образуют слабые кислоты Закономерности гидролиза р-ров солей: — гидролизуются катионы слабых оснований и анионы слабых кислот; Al3+ + H2O = Al(OH)2+ + H+ SO32– + H2O = HSO32– + OH– — не гидролизуются анионы сильных кислот и катионы сильных оснований
-
Количественные характеристики гидролиза
h- степень гидролиза (доля гидролизованных частиц) Кh - константа гидролиза Пример:А– + Н2О = НА + ОН– h= nгидр nобщ
-
Гидролиз соли по катиону: Гидролиз соли по соли по катиону и аниону:
Нет комментариев для данной презентации
Помогите другим пользователям — будьте первым, кто поделится своим мнением об этой презентации.