3. – это дисперсные системы (dispersus
= рассеяный), в которых частицы
растворенного вещества
(дисперсной фазы) равномерно
распределены в растворителе
(дисперсионной среде).
Растворы
5. твердые жидкие газообразные
г/т: Н2 в Pt г/ж: пены г/г: воздух
ж/т: Hg в Ag
ж/ж:
эмульсии
ж/г: туман
т/т: сплавы
т/ж:
суспензии
т/г: дым, пыль
Виды растворов
6. Жидкие
растворы
Молекулярные (истинные)
содержат атомы, ионы или молекулы
и ассоциаты молекул
размер частиц d < 1 нм
Коллоидные
содержат агрегаты молекул
размер частиц 1 < d < 100нм
Взвеси
(суспензии и эмульсии)
размер частиц 100нм < d
1нм=
10-9м
8. Молекулярные растворы
• Гомогенны
• Относительно количества
растворенного вещества и
растворителя меняются в широких
пределах
• При образовании растворов
выделяется или поглощается теплота
(ΔНраств. кДж/моль)
9. Содержание растворенного
вещества в растворе
I. Безразмерные величины II. Концентрации
1. Массовая доля
(массовый
процент)
2. Мольная доля
(мольный
процент)
1. Моляльность
2. Молярность
3. Нормальность
4. Содержание г/л
10.
11. • Массовый процент:
Пример:
30%-ный раствор NaCl: 30г NaCl на 100г р-ра
1. Массовая доля
10
mm
m
m
m
ляр.в.р
.в.p
рар
.в.p
100%0
%100
m
m
%100%
рар
.в.p
12. ▫ Для двух компонентов
(растворитель, растворенное вещество):
0 < X < 1
– мольный
процент
0 < X% < 100
2. Мольная доля
%100
nn
n
%X
nn
n
X
ляр.в.р
.в.р
ляр.в.р
.в.р
.в.р
k
k
i
i
n
n
X
13. Концентрация – это содержание
растворенного вещества в
определенном объеме или
массе растворителя или
раствора
14. Обозначение: 0,1m; 2m
Пример: одномоляльный рaствор MgCl2
1m р-р MgCI2 – 95г(1моль) MgCI2 в 1 кг H2O
Моляльная концентрация
(моляльность)
кг/моль
)кг(mM
m
)кг(m
n
c
ляр.в.р
.в.р
ляр
.в.р
m
M
m
n
16. Обозначение: 1н.; 0,5н.; 3н.
Пример: однонормальный раствор H2SO4
1н р-р Н2SO4 – 49г (1моль-экв) Н2SO4 в 1л р-ра
Нормальная концентрация
(нормальность)
)С(л/моль
)л(VM
m
)л(V
n
N
N
рар.в.рЭ
.в.р
рар
.в.рэквмоль
17. Z зависит от природы вещества
Связь нормальности и молярности
ZM
)л(VM
Zm
)л(VM
m
N
рар.в.р
.в.р
рар.в.рЭ
.в.р
Z
М
M .в.р
.в.рЭ ZMN
HCl H2SO4 NaOH Al(OH)3 Na2SO4 Al2(SO4)3
1 2 1 3 2 6
18. NaOH + H2SO4
Nщ Nк
Vщ Vк
Закон эквивалентов для растворов
2Э
2
1Э
1
M
m
M
m
кэквмоль
кЭ
к
n
M
m
щЭ
щ
щэквмоль
M
m
n
V
n
N эквмоль
кккэквмоль VNnщщщэквмоль VNn
ккщщ VNVN
19. Растворимость – это способность
вещества растворяться в том или
ином растворителе
22. Коэффициент растворимости
(Растворимость)
– это масса вещества, растворяющегося
при данных условиях (T, P) в 100г
растворителя с образованием
насыщенного раствора
Пример:
s(KNO3) = 110г KNO3 / 100г воды при 60оС
23. – в 100г воды при комнатной температуре
растворяется более 10г вещества
Примеры:
поваренная соль NaCI – 35,8 г
медный купорос CuSO4· 5H2O – 20,7г
аммиак NH3 – 67,9 г
Легкорастворимые вещества
24. – в 100г воды растворяется менее 1г
вещества
Примеры:
гипс СaSO4 – 0,195г
гашеная известь Ca(OH)2 – 0,165г
Малорастворимые вещества
25. – в 100г воды растворяется менее 0,1 г
вещества
Примеры:
Сульфат бария BaSO4 – 0,00023г
Хлорид серебра AgCl – 0,00015г
Абсолютно нерастворимых веществ не
существует
Практически нерастворимые
33. – это процесс образования связей между
частицами растворенного вещества и
молекулами воды
Гидратация
Раствор
CuSO4
Кристалло-
гидраты
CuSO4· 5H2O
CuSO4
б/в
выпаривание
t
t
34. Закон Генри: при T=const растворимость
газа в жидкости прямо пропорциональна
давлению газа над раствором
xB – мольная доля растворенного газа
k – константа Генри
РВ – парциальное давление газа
3. Давление
xВ = k PB
35.
36. • Идеальный раствор – в котором частицы
растворенного вещества
не взаимодействуют
между собой и растворителем.
При их образовании Н ≈ 0 и V ≈ 0
• Разбавленный раствор – реальная
модель идеального раствора
• Рассмотрим разбавленные растворы
неэлектролитов. Их коллигативные
свойства зависят от числа растворенных
частиц и количества растворителя
37. жидкость пар Т = соnst
При равновесии
Vисп = Vконд
Po – давление насыщенного
пара чистой воды при Т
Закон Рауля (I закон)
испарение
конденсация
Po
исп.
конд.
Н2О
38. • Р – давление насыщенного пара воды
над раствором
• Р = Р0 – Р – абсолютное понижение
давления пара воды над раствором
• – относительное понижение
давления пара воды над раствором
Растворим сахар в воде
Р0 – Р
Р0
39. • Относительное понижение давления
насыщенного пара раствора по
сравнению с чистым растворителем
пропорционально мольной доле
растворенного вещества.
Р Р0 – Р
Р0 Р0
= = Хр.в.
40. • ОА: жидкость ⇆ пар
• ОВ: тв. вещество ⇆ пар
• ОС: тв. вещество ⇆ ж-ть
Области существования
I – твердой фазы
II – жидкой фазы
III – парообразной фазы
• О – тройная точка
Фазовая диаграмма воды
Давлениенасыщенногопараводы
Температура
Ро
●
С А
В
О
I II III
100 ˚С
41. 1 – над чистым
растворителем
2 – над раствором
ΔТкип – повышение
температуры
кипения раствора
ΔТкр – понижение
температуры
кристаллизации
раствора
Следствия из закона Рауля
Р
Ро
ТТкипТкр
1 2
ΔТкипΔТкр
42. – это температура, при которой
давление насыщенного пара жидкости
равно
атмосферному давлению
Ткип. р-ра > Ткип. р-ля
т.к.
Рнас. р-ра < Рнас. р-ля
Ткип = Ткип. р-ра – Ткип. р-ля
Температура кипения жидкости
43. Температура затвердевания
(кристаллизации) жидкости
– это температура, при которой
давление насыщенного пара
твердой фазы
равно
давлению насыщенного пара
жидкой фазы
Ткр.р-ра < Ткр. р-ля
Ткр = Ткр.р-ля – Ткр.р-ра
46. Для воды
Кэб. = 0,52 Ккр. = 1,86
моляльность
Следствия из закона Рауля (II закон)
Т кип = Кэб.· mc
Т кр = Ккр.· mc
)кг(mM
m
)кг(m
n
m
ляp.в.p
.в.p
ляp
.в.p
C
47. Эбулиоскопия и криоскопия
– методы определения молекулярной
массы растворенного вещества
ΔТ определяется экспериментально,
МВ рассчитывается
Пример:
AB
B
эбкип
mM
m
КТ
AB
B
кркр
mM
m
KТ
Aкр
B
крB
mT
m
KM
48. Ограничения методов криоскопии и
эбулиоскопии:
- не пригодны для растворов
высокой концентрации, т.е. mB << mA
- можно использовать лишь для
растворов неэлектролитов
53. Вещества
Неэлектролиты Электролиты
• Не проводят
электрический ток
• Примеры:
▫ оксиды (Al2O3)
▫ орг. вещества:
С12H22O11
CO(NH2)2
• Проводят
электрический ток
• Примеры:
▫ соли (NaCl)
▫ кислоты (H2SO4)
▫ основания (NaOH)
▫ проводники II рода
(ионная проводимость)
54. Закон Рауля (I закон)
Следствия из закона Рауля (II закон)
Для растворов неэлектролитов
.в.р
o
X
P
P
C.кр.кр
C.эб.кип
mKT
mKT
55. Справедливы ли законы Рауля
для электролитов?
Методы определения Mr
Mr
D (отн. плотн.)ΔTкр., ΔTкип.
56. Возьмем 0,1m растворы:
∆Трасч (кр) = Ккр· Сm = 1,86 ∙ 0,1 = 0,186º
i = 1 i > 1
– изотонический коэффициент Вант-Гоффа (i ≥1)
CO(NH2)2 CH3COOH NaNO3 KCl MgCl2
∆Тэксп
0,186 0,190 0,353 0,340 0,520
расч
эксп
Т
T
i
57. Закон Рауля (I закон)
Следствия из закона Рауля (II закон)
Законы Рауля для электролитов
ляр.в.р
.в.р
o nni
ni
P
P
C.кр.кр
C.эб.кип
mKiT
mKiT
66. • Ослабление кулоновского
взаимодействия
• Ионизация молекул в растворе как
следствие их взаимодействия с
полярными молекулами Н2О
Предпосылки теории
электролитической диссоциации
2
r
zz
kF 80)ОН( 2
67. Теория электролитической
диссоциации объяснила
1) Электропроводность растворов
электролитов
2) Изотонический коэффициент
i = 1 для неэлектролитов
i > 1 для электролитов
i – определяется экспериментально
68. Физический смысл i
Изотонический коэффициент
Вант-Гоффа показывает
во сколько раз
число частиц (ионов и молекул)
в растворе электролита больше,
чем число его молекул
69. Теория электролитической
диссоциации Аррениуса (1887)
1) Электролиты при растворении в воде
диссоциируют на ионы
Na2SO4 → 2Na+ + SO4
2-
2) Свойства ионов отличаются от свойств
простых веществ
Na + H2O → NaOH + H2
Na+ + H2O →
3) Ионы более устойчивы, чем атомы
Na: [Ne]3s1
Na+: [Ne]
70. 4) Ионы бывают
простые: Na+, Mg2+
cложные: NO3
–, PO4
3–
окрашенные: MnO4
-, Cr2O7
2-
бесцветные: SO4
2-
5) Раствор электронейтрален, т.к. сумма
всех положительных зарядов равна
сумме всех отрицательных
6) Под действием тока:
Катод Анод
–
–+
+
71. • Сильные электролиты диссоциируют
полностью, процесс диссоциации
практически необратим
NaCl Na+ + Cl–
HCl H+ + Cl–
• Слабые электролиты диссоциируют
незначительно, процесс диссоциации
обратим (равновесие смещено влево)
CH3COOH ⇄ CH3COO– + H+
Диссоциация сильных и слабых
электролитов
72. — доля продиссоциировавших молекул
0 ≤ ≤ 1
0 ≤ ≤ 100%
Степень электролитической
диссоциации
N
N .дис
%100
N
N .дис
74. • KAn ⇄ K+ + An―
• N – общее число молекул электролита
• n – число ионов из одной молекулы
• Nдис. = · N – число продиссоц. молекул
• n· · N – общее число ионов
• (N – · N) – число не распавшихся молекул
• .
Связь α и i
)1n(1
N
Nn)NN(
i
)1n(1i
1n
1i
75. 1. Природа растворенного вещества
2. Природа растворителя
3. Температура: растет с ростом Т
KatAn ⇄ Kat+ + An― ; ΔH > 0 (эндо-)
4. растет при разбавлении (↓С)
5. Наличие одноименного иона в растворе
подавляет диссоциацию
NH3•H2O ⇄ NH4
+ + OH―
NH4Cl → NH4
+ + Cl―
6. При связывании ионов диссоциация
усиливается H2S ⇄ 2H+ + S2―
Cu2+ + S2― = CuS↓
Факторы, влияющие на α
76. Задача
Вычислите концентрацию ионов натрия в
0,1 М растворе сульфата натрия, если
степень диссоциации равна 90 %.
Решение:
Na2SO4 2Na+ + SO4
2–
[Na+] = 2c = 2 0,1 0,9 = 0,18 моль/л
77.
78. HCN ⇄ H+ + CN-
Для сильного электролита HCl = H++Cl―
Но! [HCl] → 0, Kд→ ∞
Константа электролитической
диссоциации
)Тотзависит(1049.4
HCN
CNH
K 10
Д
HCl
ClH
K
79. • H2S ⇄ H+ + HS─
• HS─ ⇄ H+ + S2─
• K1 > K2 > …
Ступенчатая диссоциация
7
2
Д 10
SH
HSH
K
13
2
Д 10
HS
SH
K
80. HCN ⇄ H+ + CN─
С(1 ─ α) Сα Сα .
Закон разбавления Оствальда
для слабых бинарных электролитов
2
Д
2
Д
СK
1
1
С
1С
СС
K
С
KД
81. Н2О ⇄ Н+ + ОН─ Н3О+, Н5О2
+, ...
const ┘
Ионное произведение воды
л/моль55.55
л1моль/г18
г1000
OH2
)С22при(1086.1
OH
OHH
K 16
2
Д
85. Индикаторы
• Предназначены для определения pH
среды
• Слабые кислоты или основания, у которых
недиссоциированные молекулы и ионы
имеют разную окраску
95. Химические реакции бывают…
Без изменения степени
окисления
С изменением степени
окисления
В растворе:
• реакции обмена
(гидролиза,
нейтрализации)
• образования
комплексов
Окислительно-
восстановительные
реакции
96. Все реакции,
протекающие в водных растворах
электролитов – это реакции между
ионами, т.е.
ионные реакции
Реакции обмена
– это такие реакции,
в которых молекулы обмениваются
своими ионами
97. Обменные реакции в водных растворах
протекают до конца (необратимо), если
образуется:
1. Осадок
AgNO3 + NaCl = AgCl↓+ NaNO3
2. Газ
Na2CO3 +H2SO4 = Na2SO4 + CO2↑+ H2O
3. Малодиссоциирующий электролит
(H2O)
HCl + KOH = KCl + H2O
! Реакция не протекает
2КСI + Na2SO4 ↔ 2NaCI + K2SO4
98. При составлении ионных уравнений
• осадки (↓)
• газы (↑)
• воду H2O
• комплексную частицу [Cu(NH3)4]2+
записываем как одну частицу
Это должен знать каждый
100. Кислоты → Н+ рН < 7
Основания → ОН– рН > 7
Соли рН =?
Гидролиз соли
– это обменная реакция соли с водой,
приводящая к образованию слабого
электролита и, как следствие, к
изменению рН среды
• Гидролизуются соли, содержащие ионы
слабой кислоты или слабого основания
Гидролиз солей
106. CH3COONa + H2O ⇄ CH3COOH + NaОН
CH3COO─ + H2O ⇄ CH3COOH + ОН─
C(1 ─ h) Ch Ch
• С ростом Т значение h увеличивается
• При уменьшении С значение h растѐт
Что такое степень гидролиза?
C
C
N
N
h ГГ
107. 1. Природа вещества
2. Концентрация соли
3. Температура (с ↑Т гидролиз растет)
4. Введение в раствор ионов
CH3COO ─ + H2O CH3COOH + OH─
OH– ослабит
H+ усилит
Факторы, влияющие на h
ДK
1
~h
C
1
~h
108. cоль образована сильным
основанием (NaOH) и слабой
двухосновной кислотой (H2CO3)
I ступень
CO3
2─ + H2O ⇄ HCO3
─ + OH─ ─ ионная форма
Na2CO3 + H2O ⇄ NaHCO3 + NaOH ─ молекулярная
II ступень
HCO3
─ + H2O ⇄ H2CO3 + OH─
NaHCO3 + H2O ⇄ H2CO3 + NaOH
Ступенчатый гидролиз
Na2CO3
109. соль образована сильной
кислотой (НСl) и слабым
трехкислотным основанием Al(OH)3
I ступень
Аl3+ + H2O AlOH2++ H+ ─ ионная форма
II ступень
AlOH2+ + H2O Al(OH)2
+ + H+
III ступень
Al(OH)2
+ + H2O Al(OH)3 + H+
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl ─ молекулярная форма
AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3HCl
AICI3
111. • Совместный гидролиз протекает тогда,
когда смешиваются растворы двух солей
противоположного типа
• Совместный гидролиз всегда бывает
полным и необратимым
• Продуктом совместного гидролиза
являются два слабых электролита
Совместный (взаимный) гидролиз
112. СrCl3 K2S
Cr3+ + H2O CrOH2+ + H+
CrOH2+ + H2O Cr(OH)2
+ + H+
Cr(OH)2
+ + H2O Cr(OH)3 + H+
S2- + H2O HS─ + OH─
HS- + H2O H2S + OH─
При сливании двух растворов
ионы Н+ и ОН─ нейтрализуются,
поэтому гидролиз идет
по всем ступеням и до конца
2Cr3+ + 3S2- + 6H2O 2Cr(OH)3 + 3H2S
Совместный (взаимный) гидролиз
