Растворимость веществ. Влияние природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления на растворимость газов, твердых и жидких веществ

Растворимость вещества показывает, сколько вещества в граммах может раствориться в 1 л воды или сколько вещества в граммах может раствориться в 100 г растворителя. Растворимость веществ зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления. Вещества, состоящие из полярных молекул и вещества с ионным типом связи лучше растворяются в полярных растворителях, а неполярные вещества - в неполярных растворителях.

При растворении твердых и жидких веществ объем раствора обычно почти не изменяется. Следовательно, растворимость твердых и жидких веществ не зависит от давления. При растворении газов объем системы уменьшится, поэтому их растворимость существенно зависит от давления и, согласно принципу Ле Шателье, растворимость газа увеличивается.

Если растворение эндотермичено повышение температуры увеличивает растворимость. Почти всегда этот процесс экзотермичен, следовательно, повышение температуры понижает растворимость газов, поэтому при кипячении газы удаляются из раствора. Важной закономерностью, описывающей растворимость газов в жидкостях, является закон Генри: растворимость газа прямо пропорциональна его давлению над жидкостью. Эта закономерность выражается формулой х = kp, где х - молярная доля растворенного вещества, р - давление, k – константа

Концентрация растворов. Способы выражения состава растворов.Концентрация — величина, характеризующая количественный состав раствора.

Массовая доля — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы.

где:

m1 — масса растворённого вещества, г (кг);

m — общая масса раствора, г (кг).

Способы выражения концентрации:

1. Массовая доля растворенного вещества.

Отношение массы растворенного вещества B к массе растворителя.

или

2. Мольная доля растворенного вещества.

Отношение количества растворенного вещества к суммарному количеству всех

веществ, составляющих раствор, включая растворитель

или

3. Объемная доля растворенного вещества:

Отношение объема растворенного вещества к сумме объемов вещества и растворителя.

или

4. Молярная концентрация (или молярность).

5. Нормальная концентрация (или нормальность).

(экв не видно)

6. Моляльная концентрация (или моляльность).

Определяется отношением числа молей растворенного вещества к массе растворителя. Физический смысл заключается в том, что она показывает, скольк омолей вещества растворено в 1 кг (1000г) растворителя.

Электролиты и неэлектролиты. Свойства растворов неэлектролитов. Диффузия и осмос. Осмотическое давление(закон Вант-Гоффа). Давление пара раствора, зависимость от молярной доли. Температура кипения и замерзания раствора. Законы Рауля.

Электроли́т — вещество, расплав или раствор, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы.

Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как:HCl, HBr, HI, HNO3).

Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

Вещества, которые в растворах или расплавах на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.

Диффузия — это процесс, ведущий к равномерному распределению молекул растворенного вещества и растворителя. Как всякое движение, диффузия требует энергии. Диффузия всегда направлена от большей концентрации данного вещества к меньшей, от системы, обладающей большей свободной энергией, к системе с меньшей свободной энергией.

Осмос — результат неравенства химических потенциалов воды по разные стороны мембраны. Идеальная полупроницаемая мембрана пропускает молекулы воды и не пропускает молекулы растворенного вещества.

Вант-Гоффа закон осмотического давления, определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества.

Давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре. Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называется насыщенным. При данной температуре давление насыщенного пара над каждой жидкостью - величина постоянная.

Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворëнного вещества. Математическим выражением закона Рауля является уравнение: (ρ_о – ρ) / ρ_о = χ_В, где χ_В - молярная доля растворëнного вещества.

Законы Рауля: 1) Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причём коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом. 2) Второй закон Рауля – понижение температуры кипения и повышение температуры замерзания раствора прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.

Электролитическая диссоциация ( ионизация). Факторы, определяющие склонность веществ к диссоциации. Механизм диссоциации веществ с различным характером химической связи . Гидратация ионов в растворе, ион гидроксония.

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.

Механизм:Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Как известно, эти вещества состоят из ионов. При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. При этом образуются гидратированные ионы, т.е. ионы, химически связанные с молекулами воды.

Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества также ориентируются диполи воды, которые своими отрицательными полюсами притягиваются к положительному полюсу молекулы, а положительными полюсами - к отрицательному полюсу. В результате этого взаимодействия связующее электронное облако (электронная пара) полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную и затем легко образуются гидратированные ионы . Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной.

Таким образом, электролитами являются соединения с ионной или полярной связью - соли, кислоты и основания. И диссоциировать на ионы они могут в полярных растворителях.

Гидроксоний Н3О+ — комплексный ион, соединение протона с молекулой воды. Водородные ионы в водных и спиртовых растворах кислот существуют в виде сольватированных ионов Гидроксония.

Гидратация— присоединение молекул воды к молекулам или ионам. Гидратация является частным случаем сольватации — присоединения к молекулам или ионам веществ молекул органического растворителя.

Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Равновесие в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации. Связь константы диссоциации со степенью диссоциации и концентраци

Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как:HCl, HBr, HI, HNO3).

Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах. Степень диссоциации α равна отношению числа диссоциированных молекул n к сумме n + N, где N — число недиссоциированных молекул. Часто α выражают в процентах. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы.

Исходя из определения степени диссоциации, для электролита КА в реакции диссоциации [A−] = [K+] = α·c, [KA] = c — α·c = c·(1 — α), где α — степени диссоциации электролита. Тогда:

Это выражение называют законом разбавления Оствальда - соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора

Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах.

Константа диссоциации не зависит от концентрации раствора.

Основные представления теории растворов сильных электролитов. Истинная и кажущаяся степень диссоциации в растворах. Концентрация и активность ионов. Коэффициент активности. Ионная сила растворов электролитов

Теория электролитической диссоциации включает несколько положений.

1. При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).

2. Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).

3. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).

4. Степень электролитической диссоциации (a) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N). a = n / N 0<a<1

Величина степени диссоциации не характеризует реальную, "истинную" степень диссоциации, а представляет некоторую кажущуюся величину.

Концентрация ионов в растворах зависит от того, насколько полно данный электролит диссоциирует на ионы. В растворах сильных электролитов, диссоциацию которых можно считать полной, концентрацию ионов легко определить по концентрации (c) и составу молекулы электролита (стехиометрическим индексам). Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.тСтепень диссоциации (a) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N): a = n / N и выражается в долях единицы или в % (a = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).

Активность (ионов) — эффективная концентрация с учетом электростатического взаимодействия между ионами в растворе. Активность отличается от концентрации на некоторую величину. Отношение активности (а) к концентрации вещества в растворе (с, в г-ион/л) называется коэффициентом активности: γ = a/c.

Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом:

где c_B — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), z_B заряды ионов.

Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Диссоциация солей средних, кислых, основных. Ступенчатая диссоциация. Теории кислот и оснований Аррениуса, Бренстеда, Льюиса.

Кисло́ты — сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов, и кислотных остатков. В водных растворах они диссоциируют на катион водорода (протон) и анион кислотного остатка. Безкислородные, кислородные, одно-, двух-, трех-, четырехосновные, сильные, слабые, устойчивые, неустойчивые, органические, неорганические, летучие, нелетучие, растворимые, нерастворимые.

Основания — (осно́вные гидрокси́ды) — сложные вещества,которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы (-OH). В водном растворе диссоциируют с образованием катионов и анионов ОН⁻. Растворимые, нерастворимые, одно-, двух- и трехкислотные, летучие, нелетучие, стабильные, нестабильные, сильные, слабые, кислородосодержащие, безкислородные.(аммиак, амины).

Амфоте́рные гидрокси́ды — химические вещества, которые в кислой среде ведут себя как основания, а в щелочной — как кислоты. Подобные свойства имеют элементы А-групп — Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi и другие, а также большинство элементов Б-групп — Cr, Mn, Fe, Zn, Cd и другие.
Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда, кроме них, ионы водорода и гидроксид-ионы.

Кислыми солями называют соли, которые образуются в результате неполного замещения атомами металлов атомов водорода в молекулах кислот.

Основными солями называются соли, в молекулах которых, кроме кислотных остатков, имеются также гидроксогруппы.

Средними солями называются соли, которые образуются при замещении атомов водорода в молекулах кислот двумя различными металлами.

Ступенчатая диссоциация характеризуется тем, что распад электролита на каждой последующей ступени происходит в меньшей степени, чем на предыдущей. Такой характер изменения констант диссоциации мож–но объяснить электростатическим притяжением.

Согласно теории Аррениуса, кислоты — это вещества, при электролитической диссоциации в водном растворе образующие катионы водорода Н+ и анионы кислотного остатка. Основания — это вещества, в водном растворе подвергающиеся электролитической диссоциации с образованием катионов металла и гидроксид-анионов ОН− Несмотря на то, что данная теория является довольно примитивной (не рассматривает ряд закономерностей), для простых лабораторных рассчетов она вполне достаточна. В рамках этой теории за своеобразный стандарт принята вода (pH=7). К тому же, будет происходить процесс автопротолиза.

Согласно теории Брёнстеда, кислота — это соединение, способное отдавать основанию катионы водорода Н+ (является донором протонов). Основания — это соединения, способные принимать у кислоты катионы водорода Н+ (является акцептором протонов). Таким образом, в этой теории одно и то же вещество в зависимости от взаимодействия может быть и кислотой, и основанием. Например, вода при взаимодействии с протоном H2O + H+ = H3О+ является основанием, а реагируя с аммиаком NH3 + H2O = NH4+ + OH− — является кислотой.

В теории Льюиса было ещё более расширено понятие кислоты и основания. Кислота — это молекула, имеющая вакантные электронные орбитали, вследствие чего она способна принимать электронные пары, например BF3, AlCl3. Основание — это молекула, способная быть донором электронных пар. Например, основания Льюиса — все анионы, аммиак и амины, вода, спирты, галогены.