Тема 1.4 Вода. Растворы. Электролитическая диссоциация

Раствор – гомогенная система, состоящая из двух или более самостоятельных веществ и продуктов их взаимодействия. Вещество раздроблено до молекул или ионов размеров менее 1нм.

Растворы – это физико-химические системы, а не механические смеси частиц растворителя и растворенного вещества (Менделеев, 1887г)

Коэффициент растворимости – масса безводного вещества, растворяющегося при данных условиях в 100 г растворителя с образованием насыщенного раствора.

Насыщенный раствор – раствор, в котором растворяемое вещество при данной температуре не растворяется, так как находится в равновесии с избытком растворенного вещества.

Ненасыщенный раствор – раствор, в котором еще можно растворить добавочное количество растворенного вещества.

Концентрация раствора – численная величина, которая показывает содержание растворенного вещества в определенном количестве или объеме раствора.

Способы выражения концентрации растворов:

1. Массовая доля растворенного вещества – это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора.

2. Молярная концентрация раствора вещества – отношение количества, растворенного вещества к объему этого раствора.

1М раствор – одномолярный раствор – 1 моль раствора вещества в 1 л раствора.

3. Нормальность – число эквивалентов вещества, растворенного в 1 л раствора.

Согласно теории электролитической диссоциации С.Аррениуса (1887г.) при растворении в воде электролиты распадаются на свободные ионы.

Проводниками электрического тока растворы веществ становятся, когда они содержат ионы, которые в электрическом поле приходят в направленное движение.

Электролитическая диссоциация – распад электролита на сольватированные (гидратированные) ионы под действием молекул растворителя.

AlCl₃ → Al ³⁺+ 3Cl^-

a - степень электролитической диссоциации – отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул.

1) если a = 0, то вещество – неэлектролит (керосин, бензин, ацетон)

2) если a ≈ 1 или > 30 %, то вещество – сильный электролит (соли, неорганические кислоты, щелочи).

3) если a от 2 до 30 %, то вещество – средний электролит.

Слабыми электролитами являются органические кислоты, слабые неорганические кислоты, Н₂О, некоторые основания, соли.

Реакциями ионного обмена (РИО)- реакции между ионами в водном растворе. Эти реакции протекают только в растворах и не сопровождаются изменением степеней окисления реагирующих веществ.

Правило Бертолле:

РИО протекает необратимо в случае, если:

1) образуется твердое труднорастворимое вещество - осадок (¯),

2) выделяется летучее вещество - газ (­),

3) образуется малодиссоциирующее соединение (слабые электролиты, в том числе Н₂О).

Пример оформления РИО:

Al₂(SO₄)₃+3BaCl₂ = 2AlCl₃+3BaSO₄¯ - молекулярная формула

Р р р н

-полное ионное уравнение

- сокращенное ионное уравнение.

Десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком, называется водородным показателем.

рН = -lg[Н⁺] – водородной показатель

10⁰ 10⁷ 10¹⁴

рН 0 7 14

- среда нейтральная

- среда кислая

- среда щелочная.

Задания для самоконтроля:

Задание № 1. Напишите уравнения электролитической диссоциации:

а) нитрата калия, б) хлорида кальция, в) сульфата натрия, г) йодоводорода, д) гидроксида калия, е) серной кислоты.

Задание № 2. Напишите в ионной форме уравнения реакций, представленных следующими схемами:

а) Ca(NO₃)₂+K₂CO₃→,

б) CaCO₃+НNO₃ →,

в) NaOH+ H₂SO₄→,

г) MgCO₃ + H₂SO₄ →.