Способы выражения концентрации растворов

1) Массовая доля раствора ω (х). Выражается отношением массы растворенного вещества m(х) к массе раствора.

Является величиной безразмерной или выражается в процентах:

Например, 15%-ный раствор: массовая доля ω (х) = 0,15

2) Молярная концентрация раствора С(х). Выражается отношением количества растворенного вещества n(x) к объему раствора, выраженному в литрах.

Т.к. количество вещества n(x) выражается отношением массы вещества m(x) к его молярной массе M(x), то молярную концентрацию раствора удобно выразить как

Билет 17

Эквивалентом (Э) называется весовое количество элемента, соединяющееся с одной (точнее, 1,008) весовой частью водорода или замещающее ее в соединениях. Следовательно, состав всякого соединения может быть выражен целыми числами эквивалентов входящих в него элементов.

Нахождение численных значений эквивалентов не представляет трудностей, если известен процентный состав соединения данного элемента с другим, эквивалент которого уже установлен.

Эквивалентной массой (Эm) называется масса 1 эквивалента вещества.

Закон эквивалентов

§ все вещества реагируют в эквивалентных отношениях. (один из законов химии, согласно которому отношения масс вступающих в химическое взаимодействие веществ равны или кратны их эквивалентам химическим)

Химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам.

§ формула, выражающая Закон эквивалентов: m₁Э₂=m₂Э₁

Нормальная концентрация — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Нормальную концентрацию выражают в моль-экв/л или г-экв/л (имеется в виду моль эквивалентов). Для записи концентрации таких растворов используют сокращения «н» или «N». Например, раствор содержащий 0,1 моль-экв/л, называют децинормальным и записывают как 0,1 н.

,

где:

§ ν — количество растворённого вещества, моль;

§ V — общий объём раствора, л;

§ z — число эквивалентности.

Нормальная концентрация может отличаться в зависимости от реакции, в которой участвует вещество. Например, одномолярный раствор H₂SO₄ будет однонормальным, если он предназначается для реакции со щёлочью с образованиемгидросульфата калия KHSO₄, и двухнормальным в реакции с образованием K₂SO₄.

Билет 18

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

Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы - положительные и отрицательные.

Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na⁺, Mg²⁺, Аl³⁺ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО₃^-, SO^2-₄, РО^З-₄и т.д.).

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицатель­но заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые -анионами.

Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.

3. Диссоциация - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссо­циации молекулы электролита КA на катион К⁺ и анион А^- в общем виде записывается так:

КА K⁺ + A^-

Теория электролитической диссоциации является одной из основ­ных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.

Билет 19

Кисло́ты — сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток. Водные растворы кислот имеют кислый вкус, обладают раздражающим действием, способны менять окраску индикаторов, отличаются рядом общих химических свойств.

Классификация кислот

§ По содержанию кислорода

§ бескислородные (HCl, H₂S);

§ кислородосодержащие (HNO₃,H₂SO₄).

§ По основности — количество кислых атомов водорода

§ Одноосновные (HNO₃);

§ Двухосновные (H₂SeO₄, двухосновные предельные карбоновые кислоты);

§ Трёхосновные (H₃PO₄, H₃BO₃).

§ Полиосновные (практически не встречаются).

§ По силе

§ Сильные — диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1×10⁻³ (HNO₃);

§ Слабые — константа диссоциации меньше 1×10⁻³ (уксусная кислота K_д= 1,7×10⁻⁵).

§ По устойчивости

§ Устойчивые (H₂SO₄);

§ Неустойчивые (H₂CO₃).

§ По принадлежности к классам химических соединений

§ Неорганические (HBr);

§ Органические (HCOOH,CH₃COOH);

§ По летучести

§ Летучие (H₂S, HCl);

§ Нелетучие (H₂SO₄);

§ По растворимости в воде

§ Растворимые (H₂SO₄);

§ Нерастворимые (H₂SiO₃);

Химические свойства кислот

§ Взаимодействие с основными оксидами с образованием соли и воды:

§ Взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

§ Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

§ Взаимодействие с нерастворимыми основаниями с образованием соли и воды, если полученная соль растворима:

§ Взаимодействие с солями, если выпадает осадок или выделяется газ:

§ Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:

(в данном случае образуется непрочная угольная кислота , которая сразу же распадается на воду и углекислый газ)

§ Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты (кроме азотной кислоты любой концентрации и концентрированной серной кислоты ), если образующаяся соль растворима:

§ С азотной кислотой и концентрированной серной кислотами реакция идёт иначе:

См. статью Взаимодействие кислот с металлами.

§ Для органических кислот характерна реакция этерификации (взаимодействие со спиртами с образованием сложного эфира и воды):

Например,

Основа́ния — класс химических соединений.

1. 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⁻. Название основания обычно состоит из двух слов: «гидроксид металла/аммония». Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами.

2. Согласно другому определению, основания — один из основных классов химических соединений, вещества, молекулы которых являются акцепторами протонов.

3. В органической химии по традиции основаниями называют также вещества, способные давать аддукты («соли») с сильными кислотами, например, многие алкалоиды описывают как в форме «алкалоид-основание», так и в виде «солей алкалоидов».

Основания классифицируются по ряду признаков.

§ По растворимости в воде.

§ Растворимые основания (щёлочи): гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KOH, гидроксид кальция Ca(OH)₂, гидроксид бария Ba(OH)₂, гидроксид стронция Sr(OH)₂, гидроксид цезия CsOH, гидроксид рубидия RbOH.

§ Практически нерастворимые основания: Mg(OH)₂, Zn(OH)₂, Cu(OH)₂, Al(OH)₃, Fe(OH)₃, Be(OH)₂.

§ Другие основания: NH₃·H₂O

Деление на растворимые и нерастворимые основания практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые основания, или гидроксиды металлов и переходных элементов

§ По количеству гидроксильных групп в молекуле.

§ Однокислотные (гидроксид натрия NaOH)

§ Двукислотные (гидроксид меди(II) Cu(OH)₂)

§ Трехкислотные (гидроксид железа(III) Fe(OH)₃)

§ По летучести.

§ Летучие: NH₃, CH₃-NH₂

§ Нелетучие: щёлочи, нерастворимые основания.

§ По стабильности.

§ Стабильные: гидроксид натрия NaOH, гидроксид бария Ba(OH)₂

§ Нестабильные: гидроксид аммония NH₃·H₂O (гидрат аммиака).

§ По степени электролитической диссоциации.

§ Сильные (α > 30 %): щёлочи.

§ Слабые (α < 3 %): нерастворимые основания.

§ По наличию кислорода.

§ Кислородсодержащие: гидроксид калия KOH, гидроксид стронция Sr(OH)₂

§ Бескислородные: аммиак NH₃, амины.

Со́ли — класс химических соединений, к которому относятся вещества, состоящие из катионовметалла (или катионов аммония ; известны соли фосфония или гидроксония ) и анионов кислотного остатка.

Типы солей

§ Средние (нормальные) соли — все атомы водорода в молекулах кислоты замещены на атомы металла. Пример: , .

§ Кислые соли — атомы водорода в кислоте замещены атомами металла частично. Они получаются при нейтрализации основания избытком кислоты. Пример: , .

§ Осно́вные соли — гидроксогруппы основания (OH⁻) частично замещены кислотными остатками. Пример: .

§ Двойные соли — в их составе присутствует два различных катиона, получаются кристаллизацией из смешанного раствора солей с разными катионами, но одинаковыми анионами. Пример: .

§ Смешанные соли — в их составе присутствует два различных аниона. Пример: .

§ Гидратные соли (кристаллогидраты) — в их состав входят молекулы кристаллизационной воды. Пример: .

§ Комплексные соли — в их состав входит комплексный катион или комплексный анион. Пример: , .

Особую группу составляют соли органических кислот, свойства которых значительно отличаются от свойств минеральных солей. Некоторые из них можно отнести к особенному классу органических солей, так называемых ионных жидкостейили по-другому «жидких солей», органических солей с температурой плавления ниже 100 °C.

Билет 20

Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакциидиссоциации 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.

Пример

Для уксусной кислоты CH₃COOH величина α равна 4% (в 0,01 М растворе). Это значит, что в водном растворе кислоты лишь 4 из каждых 100 молекул диссоциированы, то есть находятся в виде ионов Н⁺ и СН₃СОО⁻, остальные же 96 молекул не диссоциированы.

Поиск по сайту: