Диссоциация вода как растворитель

Диссоциация вода как растворитель

Билет №8. Растворы. Способы выражения концентрации. Растворители и их свойства. Особенности воды как растворителя. Водородный показатель. Электролитическая диссоциация, сольватация. Связь свойств растворов (осмотического давления, температуры кипения и замерзания) с состоянием растворенного вещества. Закон Рауля. Среднеионный коэффициент активности и активность. Константа и степень диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда.

Раствор-это многокомпонентная гомогенная система переменного состава.

1. По агрегатному состоянию: газообразные (равновесная смесь газов), твердые (внедренные частицы растворенного вещества в узлах кристаллической решетки), жидкие.
2. По природе растворителя: водные, неводные (H 2 SO 4 , NH 4 OH,…).
3. По состоянию растворенного вещества в данном растворителе: неэлектролиты, электролиты (сильные и слабые).
4. По концентрации: предельно разбавленные (С -4 мол/л), разбавленные (10 -4 -2 мол/л), концентрированные (10 -2 H+ . По аналогии с pH вводится и pOH=-lgA OH- . Водородный показатель определяет характер раствора. При 295К среда нейтральна при pH=7. При росте температуры pH нейтральной среды возрастает.

Сольватацией называется процесс взаимодействия между частицами растворенного вещества и растворителя. Сольватация может состоят из нескольких стадий протекающих последовательно или одновременно: молекулярная диссоциация, образование сольватов, ионизация и электролитическая диссоциация. Частным случаем сольватации является гидратация – взаимодействие растворенного вещества с водой. Молекулы растворителя при сольватации не разрушаются. Большинство сольватов являются малоустойчивыми соединениями. Однако некоторые вещества удерживают воду, будучи в твердом состоянии (кристаллогидраты), например CuSO 4 *5H 2 O – медный купорос.

Процесс распада электролитов на ионы в водных растворах и расплавах называется электролитической диссоциацией. Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса:

1. При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы.
2. Диссоциация – обратимы процесс. Как правило он не протекает до конца и в системе устанавливается динамическое равновесие.
3. Ионы в водном растворе находятся в хаотическом движении.

Диссоциацию слабого электролита можно охарактеризовать константой равновесия, называемой константой диссоциации К д . Из значения константы диссоциации можно оценить силу электролита: меньшему значению К д соответствует более слабый электролит и наоборот. Для слабых электролитов К д для данной температуры является постоянной величиной (не зависит от концентрации электролита). Для количественной характеристики электролитической диссоциации вводится понятие степени диссоциации, равной отношению количества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству этого вещества, введенного в раствор. Степень диссоциации является безразмерной величиной.

Закон Рауля : понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально молярной доле растворенного вещества. Из закона Рауля возникают два следствия:

1. Температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя.
2. Температура замерзания раствора ниже температуры замерзания чистого растворителя.

Самопроизвольный переход растворителя в раствор, отделенный от него полупроницаемой перегородкой называется осмосом. Количественно осмос характеризуется осмотическим давлением, равным силе, приходящейся на единицу поверхности и заставляющую молекулы раствора проникать через полупроницаемую перегородку.

Источник

Диссоциация вода как растворитель

Одним из важнейших растворителей является вода. Являясь слабым электролитом, вода в незначительной степени диссоциирует на ионы:

В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны:

Измерения электропроводности чистой воды показали, что при 22 °С степень ее ионизации a = 1,8 . 10 -9 . Так как в 1 литре воды содержится

то концентрация ионов будет равна

а произведение равновесных концентраций:

При данной температуре величина K_w является постоянной и называется ионным произведением воды.

Постоянство величины K_w позволяет утверждать, что при увеличении в растворе концентрации ионов водорода H + (растворение кислоты) происходит уменьшение концентрации гидроксид-ионов, и наоборот.

Если [H + ]=[OH — ]=10 -7 моль/л, то среда раствор нейтральная;

если [H + ]>10 -7 моль/л, то раствор кислый;

если [OH — ]>10 -7 моль/л, то раствор щелочной.

Поскольку значения концентрации ионов водорода в химии растворов используется очень часто, то для удобства введено представление о водородном показателе.

Водородный показатель pH – величина, характеризующая концентрацию ионов водорода и кислотность среды. pH – это отрицательный логарифм концентрации ионов водорода:

Гидроксидный показатель pOH – величина, характеризующая концентрацию гидроксид-ионов и щелочность среды. pOH – это отрицательный логарифм концентрации гидроксид-ионов

Водородный и гидроксидный показатели связаны между собой соотношением

Источник

Тема.1.4: Вода. Растворы. Электролитическая диссоциация

Перечень изучаемых вопросов:Вода. Растворы. Растворение. Вода как растворитель. Растворимость веществ. Насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные растворы. Зависимость растворимости газов, жидкостей и твердых веществ от различных факторов. Массовая доля растворенного вещества.

Электролитическая диссоциация. Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация. Механизмы электролитической диссоциации для веществ с различными типами химической связи. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Основные положения теории электролитической диссоциации. Кислоты, основания и соли как электролиты.

Вода. Растворы. Растворение. Вода как растворитель. Растворимость веществ. Насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные растворы. Зависимость растворимости газов, жидкостей и твердых веществ от различных факторов. Массовая доля растворенного вещества.

Раствораминазываются гомогенные системы, состоящие из растворителя растворенного вещества и продуктов их взаимодействия.

К растворам относятся смеси газов, растворы различных веществ в жидкостях и твердые растворы (сплавы). Наиболее распространены жидкие растворы.

Если раствор соприкасается с большим количеством растворенного вещества, то через некоторое время раствор становится насыщенным.

Между раствором и твердым веществом устанавливается динамическое равновесие, т.е. в насыщенном растворе одновременно идут 2 процесса: растворение и кристаллизация.

Раствор, в котором в 100 г растворителя масса растворенного вещества равно его растворимости называется насыщенным.

Раствор, в котором в 100 г растворителя находится растворенного вещества меньше, чем его растворимость называется ненасыщенным.

Раствор, в котором в 100 г растворителя находится растворенного вещества больше, чем его растворимость называется пересыщенным.

На растворимость веществ в общем случае оказывает влияние природа растворяемого вещества и природа растворителя, температура, давление. Влияние природы растворителя и растворяемого вещества Известно, например, что молекулярные кристаллы, структурными единицами которых являются молекулы с ковалентным неполярным типом связи (сера и др.), практически нерастворимы в воде, так как энергия разрушения кристаллической решетки настолько велика, что не компенсируется теплотой сольватации.

В настоящее время еще нет полной теории растворов, разработанной в кой степени, чтобы можно было в любом случае определить свойства створа по свойствам его компонентов и составу. Очень давно опытным путем установлено правило, согласно которому Подобное растворяется в подобном. Так, вещества с ионным (соли, щелочи) или полярным (спирты, альдегиды) типом связи хорошо растворимы в полярных растворителях, например, в воде. И наоборот, растворимость кислорода в бензоле, например, на порядок выше, чем в воде, так как молекулы С₆Н₆ неполярны. Растворимость газов в жидкостях может меняться в очень широких пределах. Так, например, в 100 объемах воды при 20°С растворяется 1,54 объема азота, 2 объема водорода, 2,3 объема оксида углерода (II), 3 объема кислорода, 88 объемов оксида углерода (IV). В этих же условиях в 1 объеме воды растворяется свыше 400 объемов хлороводорода и 700 объемов аммиака. Большую растворимость аммиака объясняют химическим взаимодействием с водой , а хлороводорода — его диссоциацией на ионы под действием диполей воды. Влияние природы растворителя можно проиллюстрировать следующим примером: при 0 °С и давлении 1 атм в 100 г воды растворяется 89,5 г NH3, в метиловом спирте он растворяется в количестве 42 г, а в этиловом — только 25 г. ,

Растворимость жидкостей в жидкостях очень сложным образом зависит от их природы. Можно выделить три класса жидкостей, различающихся способностью к взаимному растворению. 1. Жидкости, практически не растворяющиеся друг в друге (например, ,H20-Hg,H20-CeHe). 2. Жидкости, неограниченно растворяющиеся друг в друге (например, •Н20 — С2Н5ОН, Н20 — СНзСООН). 3. Жидкости, ограниченно растворяющиеся друг в друге (Н20 — С2Н5ОС2Н5, Н20 — CeH5NH2). Например, эфир растворяется в воде в небольшом количестве. При добавлении к воде больших количеств эфира образуются два слоя (две фазы): верхний — эфирный и нижний — водный. Верхний слой представляет собой насыщенный раствор ;воды в эфире и содержит 1,2% воды и 98,8% эфира, нижний слой — насыщенный раствор эфира (6,5%) в воде (93,5%). Растворимость твердых веществ в жидкостях в первую очередь Определяется характером химических связей в их кристаллических решетках. Выше уже было отмечено, что молекулярные (или атомные) кристаллы, структурными единицами которых являются атомы или молекулы с ковалентным неполярным типом связи, практически не раствори- мы в воде (например, графит, алмаз, сера, кристаллический иод и др. .

Влияние характера химических связей можно проиллюстрировать на ряде известных веществ. Так, натриевые соли муравьиной и уксусной кислот очень хорошо растворимы в воде, а мыла — соли стеариновой, пальмитиновой и олеиновой кислот — растворимы в воде в очень незначительной степени. Растворимость фенола в воде мала (С₆Н₅ОН — полярные молекулы, но большой углеводородный радикал). Фенолят натрия C₆H₅ONa — ионное соединение, и, хотя радикал в анионе СвН50

тот же, что и в феноле, растворимость фенолята много выше растворимости фенола. Очень характерна растворимость кристаллического хлорида фенил аммония CeH5NH3CI (органическая соль с полярным характером связи) в полярной воде и неполярном бензоле. В первом случае соль хорошо растворима, щ бензоле — практически не растворима. Неорганические соли имеют различную растворимость в воде. Так, все соли азотистой и азотной кислот хорошо растворимы в воде. Подавляющее большинство фторидов, бромидов и иодидов также хорошо растворимы в воде. Средние соли угольной кислоты, за исключением солей аммония и щелочных металлов, нерастворимы в воде, а все гидрокарбонаты растворимы. Из сульфатов нерастворимыми или малорастворимыми являются соли щелочноземельных металлов, серебра и свинца. Среди фосфатов растворимыми являются соли аммония, натрия и калия. Большинство солей аммония и щелочных металлов являются растворимыми.

Все сказанное выше наглядно иллюстрируется таблицей растворимости кислот, оснований и солей в воде, приведенной в конце книги — обязательно проанализируйте эту таблицу после прочтения настоящего раздела. Влияние температуры на растворимость газов, жидкостей в твердых веществ. С повышением температуры растворимость почти всех твердых веществ увеличивается. Изменение растворим при этом происходит неравномерно и у каждого вещества по-разному. Растворимость же поваренной соли лишь незначительно изменяется по мере повышения температуры, о чем свидетельствует почти горизонтальная кривая ее растворимости. Так же, как и для твердых веществ, в большинстве случаев взаимная растворимость жидкостей увеличивается с увеличением температуры. Очень сложный характер носит температурная зависимость растворимости ограниченно смешивающихся жидкостей. С изменением температуры ограниченная растворимость может перейти в неограниченную и наоборот. Температура, выше или ниже который жидкости смешиваются мел собой в неограниченных количествах, получила название критическо» температуры растворения. В отличие от большинства твердых веществ и жидкостей раствори мость газов в жидкостях с повышением температуры уменьшается, вестно, что если оставить в теплом помещении стакан с холодной водо* то через некоторое время внутренние стенки стакана покрываются пузырьками воздуха. Объясняется это тем, что скорость отрыва молекул растворенного газа от жидкости увеличивается с повышением температуры в большей степени, чем скорость, с которой молекулы газа ударяю’ о поверхность жидкости и растворяются в ней. Таким образом, с повышением температуры растворимость газов жидкостях уменьшается.

Влияние давления. В отличие от твердых веществ и жидкостей, на растворимость газов очень сильно влияет давление, под которым находит-газ. Действительно, при данной температуре и давлении газ растворяется жидкости до тех пор, пока скорость отрыва молекул газа от поверхности станет равной скорости, с которой молекулы газа проникают в жидкость, тогда устанавливается состояние равновесия, жидкость становится нашейной газом. Если же давление газа увеличить, например, в два раза, то » столько же раз увеличится и концентрация его молекул над жидкостью, а следовательно, и скорость растворения газа. Равновесие нарушится. Чтобы этом новом давлении снова установилось равновесие, концентрация эренньгх молекул газа, очевидно, тоже должна увеличиться в два раза. В общем виде зависимость растворимости газов от давления выражена-законом Генри: при постоянной температуре растворимость газа в жидкости прямо пропорциональна его давлению над жидкостью: C(X) = KtP(X), (6.3) С(Х) — концентрация газа в насыщенном растворе, моль/л; КТ — постоянная Генри для газа X, моль-л»1-Па»1; Р(Х) — давление газа X над вором, Па. ‘ Закону Генри строго подчиняются только такие газы, растворимость которых сравнительно невелика и которые не вступают в химическое взаимодействие с растворителем. Для таких газов зависимость (6.3) справедлива вплоть до давления 1 атм с точностью 1 — 3%. В свое время Дальтон показал, что растворимость индивидуальных га-находящихся в смеси с другими, прямо пропорциональна их парци-4м давлениям, а не общему давлению смеси.

Молярная концентрацияСм показывает число моль растворённого вещества в 1 литре раствора.

См = · 1000 , где: m _х — масса вещества, г.

M_х — молярная масса вещества, г/моль.

V — объём вещества, мл или см 3 .

Моляльная концентрация С_m число моль растворённого вещества в 1 кг растворителя.

Сm = · 1000 , где: m _х — масса вещества, г.

M_х — молярная масса вещества, г/моль.

L — масса растворителя , г.

Концентрация в массовых долях( или % ) показывает число грамм

растворённого вещества в 100 г раствора.

C (%)= ·100 , где: m _х — масса вещества, г.

m — масса раствора, г.

Молярная концентрация эквивалентовпоказывает число эквивалентов вещества, содержащихся в 1 л раствора.

Все вещества взаимодействуют в равных эквивалентных количествах — закон эквивалентов.

Электролитическая диссоциация. Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация. Механизмы электролитической диссоциации для веществ с различными типами химической связи. Гидратированные и негидратированные ионы. Степень электролитической диссоциации.

Источник