Растворенного вещества в растворе. Содержание растворенного вещества (р.в.) в растворе (р-р) можно выразить либо безразмерными единицами – долями или процентами

Содержание растворенного вещества (р.в.) в растворе (р-р) можно выразить либо безразмерными единицами – долями или процентами, либо еличиинами размерными – концентрациями. В таблице 9 приведены некоторые способы выражения состава растворов:

Таблица 9 Способы выражения концентраций растворов

Способы выражения содержания р.в. в р-ре	Обозначения и единицы измерения	Математические выражения	Размерности
р.в.	р-ра
Массовая доля, ω	m – масса (г, кг …)	m = 100 единиц массы (г, кг …)		% -
Молярная концентрация или молярность, См	nМ – число молей	V=1л	М – молярная масса, г/моль
Эквивалентная концентрация или нормальность, Сн, N	nЭ -число моль-эквивалентов	V = 1л	МЭ – молярная масса эквивалента; г/моль-экв.	н
Титр, Т	m- масса, г	V=1 мл

Решение задач на переход от одного способа выражения состава раствора к другому основано на использовании математических соотношений между различными единицами измерения компонентов растворов:

Пример 1

С_М → ω; С_Н → ω

1) Найти массу 1 л раствора (1 л = 1000 мл)

m_р-ра = ρ · V = ρ · 1000

2) Определить массу растворенного вещества в 1 л раствора

m_р.в = С_М · М · V_р-ра; m_р.в = С_Н · М_Э · V_р-ра; V_р-ра = 1 л

3) Вычислить массовую долю растворенного вещества

Пример 2.

ω → С_М; ω → С_Н

1) Найти массу 1 л раствора (см. пример 1)

2) Определить массу растворенного вещества в 1 л раствора

3) Вычислить число молей (моль-экв) растворенного вещества в 1 л раствора, т.е. С_м (С_Н):

V_р-ра = 1 л

Пример 3

1 моль-экв

С_Н = С_М · n

n – число реакционноспособных химических связей в веществе.

Для реакций, протекающих в растворах, состав которых выражен эквивалентной концентрацией, закон эквивалентов можно записать так:

С_Н,1 · V₁ = С_Н,2 · V₂ или N₁ · V₁ = N₂ · V₂

V – объем раствора, мл или л.

Эквивалентная концентрация растворов связана с его титром соотношением:

5 Электролитическая диссоциация.

Реакции электролитов как реакции ионов.

Электролиты – вещества, водные растворы и расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания, соли.

Электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы под воздействием молекул растворителя.

Примеры:

HCl ↔ H⁺ + Cl^-

H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO^-₄ ↔ 2H⁺ + HPO₄^2- ↔3H⁺ + PO₄^3-

KOH ↔ K⁺ + OH^-

Mg(OH)₂ ↔ MgOH⁺ + OH^- ↔ Mg²⁺ + 2OH^-

Al₂(SO₄)₃ ↔ 2Al³⁺ + 3SO₄^2-

KAl(SO₄)₂ ↔ K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-

Ca(HCO₃)₂ ↔ Ca²⁺ + 2HCO₃^-

AlOHCl₂ ↔ AlOH²⁺ + 2Cl^-

Поскольку вещества электронейтральны, общее число положительных зарядов катионов равно общему числу отрицательных зарядов анионов.

По степени электролитической диссоциации (α) различают электролиты: сильные (α > 30%), средние (2% < α < 30%), слабые (α < 2-3%).

Сильные электролиты:

- многие минеральные кислоты: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HClO₃, HMnO₄;

- основания щелочных и щелочноземельных металлов;

- почти все растворимые соли (исключения: HgCl₂, CdCl₂, CdI₂, Fe(CNS)₃ и некоторые другие);

Слабые электролиты:

- некоторые минеральные кислоты: H₂CO₃, H₂S, H₂SO₃, HNO₂, HClO;

- органические кислоты;

- Н₂О

- NH₄OH, основания большинства металлов (кроме щелочных и щелочноземельных).

Ортофосфорная кислота Н₃РО₄ – электролит средней силы.

По теории электролитической диссоциации все реакции электролитов в водных растворах являются реакциями между ионами. Такие реакции представляют в виде ионных уравнений. При составлении ионных уравнений реакций каждое вещество записывается в той форме, которая для данного равновесного состояния в растворе является преобладающей; поэтому в виде ионов изображают только сильные растворимые электролиты, все остальные вещества (малодиссоциированные, малорастворимые, газообразные, а также неэлектролиты) записываются в молекулярном виде. Знак ↓ при формуле вещества показывает, что это вещество удаляется из сферы реакции в виде осадка, знак ↑ - в виде газа.