Раздел 5.Способы выражения концентраций растворов. Определение рН растворов.

1. Виды дисперсных систем. Признаки химической реакции при растворении вещества. Основные способы выражения концентраций растворов: массовая доля W, молярная концентрация С, молярная концентрация эквивалента С_э, моляльная концентрация b, титр Т.

2. Водоро́дный показа́тель, pH. Сильные кислоты и основания. Степень диссоциации для сильных и слабых электролитов. Расчет рН для кислот. Расчет рН для оснований (гидроксидов).

3. Гидролиз солей. рН среды при различных случаях гидролиза.

4. Понятие о произведении растворимости.

5.1. Виды дисперсных систем: грубая, коллоидные и истинные (молекулярные и ионные) растворы. Растворы могут быть в зависимости от размера частиц, мм (1 мм=10^-6м): ионные или истинные (<10^-3), молекулярные (10^-2-10^-3), коллоидные(10^-1-10^-2). Гетерогенные системы (взвеси, суспензии, эмульсии) имеют размер частиц > 10^-1мм.

Признаки химической реакции при растворении вещества. Подавляющее большинство химических реакций протекает в растворах. Сам процесс растворения часто можно рассматривать как химическую реакцию, т.к. между частицами растворенного вещества и растворителя возникают Ван-дер-Ваальсовы, водородные и донорно-акцепторные связи; образуются кристаллогидраты; процесс растворения сопровождается тепловым эффектом, иногда изменением цвета, объема (кроме растворов, близких к идеальным).

Основные способы выражения концентраций растворов:

массовая доля W, молярная концентрация С, молярная концентрация эквивалента С_э, моляльная концентрация b, титр Т.

W = m_в-ва: m_р-ра× 100, % С = m_в-ва: М×v, моль/л С_э= m_в-ва: М_э×v, моль/л

b = n: m_р-ля, моль/кг Т= m_в-ва: v, г/мл.

где m_в-ва – масса вещества, m_р-ра- масса раствора, М – молярная масса, v – объем, М_э - молярная масс эквивалента, n – число молей вещества m_р-ля– масса растворителя, кг.

5.2. Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш») — количественне выражение кислотности, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности [H⁺] водородных ионов, выраженной в молях на литр http://ru.wikipedia.org/wiki/водородный показатель.

Расчет рН для кислот:

Расчет рН для оснований (гидроксидов):

рН = -lg [H⁺]; [ H^-] = α∙С ∙n (произведение степени диссоциации (произносится «альфа»), молярной концентрации «це» и количества ионов H⁺, образующихся из одной молекулы кислоты «эн»)

рН = 14- рOН; р OН = -lg [ OH^-]; [ OH^-] = α∙С ∙n (произведение степени диссоциации (произносится «альфа»), молярной концентрации «це» и количества ионов OH^-, образующихся из одной молекулы гидроксида «эн»)

Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации α длясильных электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые кислоты и основания в водных растворах (таблица справа), а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.). Для слабых электролитов

α = √ Кд/ C, где Кд – константа диссоциации (из химических справочников), С - молярная концентрация, моль/л.

Сильные кислоты

Сильные основания

HCl

LiOH

HClО₄

NaOH

H I

KOH

HВ r

CsOH

HNO₃,

RbOH

H₂SO₄

Ba(OH)₂

HMnO₄

Ca(OH)₂

H₂CrO₄

Sr(OH)₂

5.3. Гидролиз солей - разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Идёт по ступеням. Принято записывать три схемы: краткую, полную ионную и уравнение в молекулярном виде.

5.4. Произведение растворимости ПР - величина (из химических справочников), характеризующая способность труднорастворимого вещества к растворению. Труднорастворимые вещесва всегда имеют над осадком насыщенный раствор. Между твердым веществом и его раствором происходит взаимный обмен ионами.