Классификация растворов

Лекция 5-6. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация.

Истинный раствор – это гомогенная система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов (растворителя и растворенного вещества).

Классификация растворов

1. По насыщаемости

Раствор, в котором данное вещество при данной температуре уже больше не растворяется, называется насыщенным. Раствор же в котором еще данное вещество растворяется, называется ненасыщенным. Перенасыщенный раствор – это раствор, содержащий растворенного вещества больше чем насыщенный, в результате нагревания.

2. По массе растворенного вещества

Для количественной характеристики растворов используют понятие концентрации. Концентрация – это количество растворенного вещества в системе в определенном объеме или массе раствора или растворителя. Растворы подразделяют на разбавленные и концентрированные, но существуют различные способы выражения концентрации.

Массовая доля W - это процентное отношение массы растворенного вещества к массе раствора, где масса раствора – это сумма масс растворителя и растворенного вещества.

W =

Молярная концентрация С_М показывает, сколько молей растворенного вещества содержится в одном литре раствора.

, [C] = моль/л = М

Нормальная или эквивалентная концентрация С_н - показывает сколько грамм-эквивалентов находится в одном литре раствора.

, [C] = н

Для нормальных концентраций справедливо следующее соотношение: отношение нормальных концентраций обратнопропорционально отношению их объемов.

Титр Т – показывает сколько граммов растворенного вещества содержится в одном мл раствора.

[Т] = г/мл

Моляльная концентрация С_m - показывает сколько молей растворенного вещества содержится в 1 кг растворителя.

, [С] = моль/кг

Мольная доля N – это отношение числа молей данного компонента к сумме чисел молей всех компонентов системы.

3. По агрегатному состоянию

Газообразный раствор (воздух) характеризуется слабыми силами взаимодействия между частицами растворителя и растворенного вещества при низких значениях давления, т.е. по своим свойствам он приближен к смеси.

Твердый раствор ( сплавы) характеризуется химическим взаимодействием большой энергии, т.е. по своим свойствам он приближен к химическому соединению.

Жидкий раствор, в качестве растворителя содержит жидкость (вода, спирт, ацетон и т.д.). Наиболее распространены водные растворы.

4. По проводимости электрического тока

Неэлектролиты – это вещества, растворы которых не проводят электрический ток (органические соединения и нерастворимые соли).

Электролиты, соответственно, проводят электрический ток, к ним относятся неорганические кислоты, основания и растворимые соли.

Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведский ученый Аррениус предложил в 1883 г теорию электролитической диссоциации, за которую в 1903 г он получил Нобелевскую премию.

Электролитическая диссоциация – процесс распада молекул растворенного вещества на ионы под действием молекул растворителя, в частности молекул воды. Ионы – это заряженные частицы, положительно заряженный ион называется катион, а отрицательно – анион. В целом раствор электролита является электронейтральным.

Механизм электролитической диссоциации определяется типом химической связи, которой образовано данное соединение. Легче всего диссоциируют вещества с ионным типом связи. Например, NaCl.

1 этап. Ориентация полярных молекул воды (диполей) вокруг катионов и анионов, находящихся в узлах ионной решетки.

2 этап. Разрыв связей между ионами и переход их в раствор в виде гидратированных ионов. Гидратированный ион – это ион химически связанный с молекулами воды.

Процесс диссоциации записывается в виде упрощенного уравнения:

NaCl ® Na⁺ + Cl^-

Экспериментально было доказано, что не все растворенные молекулы распадаются. Для количественной характеристики силы электролита ввели степень диссоциации.

Степень диссоциации – это отношение числа молекул подвергишся диссоциации к общему числу растворенных молекул. Значение этой величины зависит от природы электролита и растворителя, а также от концентрации и температуры раствора.

, если a ³ 30 % или 0,3, то электролит является сильным

3% < a < 30% - средний

a £ 3% или 0,03 – слабый.

Однако, данная классификация справедлива не для всех концентраций.

Способность слабого электролита к диссоциации характеризует константа диссоциации, которая является частным случаем константы равновесия. Например,

Константа диссоциации – это отношение произведения равновесных концентраций ионов на концентрацию молекул и чем больше величина К, тем в большей степени диссоциирует данное вещество.

Между этими двумя величинами существует количественная связь, которая была установлена в 1888 г Оствальдом.

Если , то ,

при малых значениях a<0,03, (1-a)» 1, следовательно - это математическое выражение закона разбавления Оствальда, который звучит следующим образом:

Степень диссоциации слабого электролита в растворе тем выше, чем более разбавлен раствор, т.е. в бесконечно разбавленном растворе степень диссоциации любого электролита равна 1.

Рассмотрим, как ведут себя в растворе основания, соли и кислоты.

Кислота – это сложное соединение, при растворении которого, отщепляется катион водорода. Сильными электролитами являются: HCl, HBr, HJ, HNO₃, HClO₄ и H₂SO₄.

Примеры:

Многоосновные же кислоты подвергаются диссоциации в несколько ступеней, причем число их определяется основностью кислоты.

К_д1 = 7,1*10^-3

К_д2 = 6,3*10^-8

К_д3 = 4,4*10^-13

Каждая из ступеней диссоциации характеризуется своей константой диссоциации, причем каждая последующая К меньше предыдущей. Это объясняется тем, что отрывать частицу от заряженного иона сложнее, чем от нейтральной молекулы.

Основание – это сложное соединение, при растворение которого, отщепляется анион гидроксо-группы. К сильным электролитам относятся: NaOH, KOH, LiOH, Ca(OH)₂ и Ba(OH)₂.

Средние соли – это сложные соединения диссоциирующие на катион металла и анион кислотного остатка, в одну ступень полностью. Сильными электролитами являются все растворимые средние соли.

Кислые соли – это сложные соединения распадающиеся на катион металла и гидроанион кислотного остатка, за иск. кислых солей серной кислоты, которые диссоциируют полностью.

Основные соли – это сложные соединения диссоциирующии нагидроксокатион металла и анион кислотного остатка, за иск. солей образованных гидроксидами бария и кальция.

Реакции протекающие в растворе между сложными соединениями с обменом ионами называются реакциями ионного обмена.

- молекулярное уравнение, т.к. все сильные электролиты распадаются на ионы, реакция является обратимой

- полное ионное уравнение.

Реакции ионное обмена являются необратимыми, т.е. протекают до конца в следующих случаях:

1. Если в результате реакции образуется нерастворимое соединение, т.е. выпадает осадок:

2. Если в результате реакции выделяется газ:

, где

3. Если в результате образуется слабый электролит, в частности молекулы воды.