Кислоты. Типы кислот. Основные химические свойства кислот. Классификация. Характер диссоциации в растворе

КИСЛОТЫ - сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотных остатков. Как правило, кислотные остатки образуют элементы-неметаллы. КЛАССИФИКАЦИЯ:

· по наличию/отсутствию кислорода:

1) кислородосодержащие: азотная - HNO₃; азотистая - HNO₂; серная - H₂SO₄; сернистая - H₂SO₃; угольная - H₂CO₃; кремниевая - H₂SiO₃; фосфорная - H₃PO₄; 2) бескислородные: HCl - хлороводородная; H₂S - сероводородная; HF - фтороводородная; HBr - бромоводородная; HI - йодоводородная

· по числу атомов водорода:

1) одноосновные: HNO₃ - азотная; HF - фтороводородная; HCl - хлороводородная; HBr - бромоводородная; HI - иодоводородная; 2) двухосновные: H₂SO₄ - серная; H₂SO₃ - сернистая; H₂S - сероводородная; H₂CO₃ - угольная; H₂SiO₃ - кремниевая; 3) трёхосновные: H₃PO₄ - фосфорная

ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ:

1) Действие растворов кислот на индикаторы. Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус и метиловый оранжевый окрашиваются растворами кислот в красный цвет. 2) Взаимодействие кислот с основаниями. Эта реакция называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода.

H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2 H2O

H3PO4 + Fe(OH)3 = FePO4 + 3 H2O

2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2 + 6 H2O

Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями - такими как NaOH и KOH:

H2SiO3 + 2 NaOH = Na2SiO3 + 2H2O

3) Взаимодействие кислот с основными оксидами. Поскольку основные оксиды - ближайшие родственники оснований - с ними кислоты также вступают в реакции нейтрализации:

2 HCl + CaO = CaCl2 + H2O

2 H3PO4 + Fe2O3 = 2 FePO4 + 3 H2O

4) Взаимодействие кислот с металлами. Для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия. Во-первых, металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, ртуть и некоторые другие металлы с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк - напротив - реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.

2 HCl + 2 Na = 2 NaCl + H2

H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2

По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов. Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.

Ряд активности металлов.

Металлы, которые вытесняют водород из кислот	Металлы, которые не вытесняют водород из кислот
Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb	Cu Hg Ag Pt Au

Во-вторых, кислота должна быть достаточно сильной, чтобы реагировать даже с металлом из левой части таблицы. Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H+.

С точки зрения электролитической диссоциации, все общие характерные свойства кислот (кислый вкус, изменение цвета индикатора, взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями) обусловлены ионами водорода H+, точнее, ионами гидроксония H3O+

Специфические свойства азотной кислоты

 

Сильный окислитель

 

1. Разлагается на свету и при нагревании

 

4HNO₃ –^t°,hn® 2H₂O + 4NO₂­ + O₂­

 

2. Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - "ксантопротеиновая реакция")

 

3. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород

4. С неметаллами:

Азотная кислота превращается в NO (или в NO₂); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

 

S⁰ + 6HNO₃(конц) ® H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O

B⁰ + 3HNO₃ ® H₃B⁺³O₃ + 3NO₂

3P⁰ + 5HNO₃ + 2H₂O ® 5NO + 3H₃P⁺⁵O₄

28. Основания, их классификация. Амфотерные основания. Химические свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.

Основания — электролиты, при диссоциации ко­торых образуется только один виданионов — гидроксид-ионы. Классификация оснований 1. Растворимые в воде (щелочи) — гидроксиды металлов главных подгрупп Iи II групп. 2. Нерастворимые в воде — гидроксиды остальных металлов. Химические свойства. Щелочи изменяют окраску индикаторов (лакмусстановится синим, фенолфталеин – малиновым).Взаимодействие с кислотами: Взаимодействие с кислотными оксидами: Растворы щелочей вступают в реакции ионного обмена с растворами солей, еслиобразующийся при этом гидроксид нерастворим в воде: При нагревании слабые основания разлагаются на оксиды металлов и воду: Получение оснований. Щелочи получают электро­лизом растворов солей.Электролиз раствора хлорида натрия. Процессы на катоде и аноде: Уравнение реакции: Нерастворимые в воде основания получают реакци­ей обмена со щелочами:

34. Понятие об энергии активации. Уравнение Аррениуса. Катализаторы.

Уравнение Аррениуса. , где А – предэкспоненциальный множитель, – энергия активации реакции; Т – абсолютная температура.

В химической кинетике часто пользуются уравнением Аррениуса в логарифмической форме:

Из уравнения следует, что зависимость константы скорости химической реакции от температуры линейна

Энергия активации равна разности между средней энергией реагирующих частиц и энергией активированного комплекса. Энергия активации является характеристикой каждой реакции и определяет влияние на скорость химической природы реагирующих веществ.

Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется ЭНЕРГИЕЙ АКТИВАЦИИ (кДж/моль) данной реакции. Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными молекулами. Реакции, требующие для своего протекания заметной энергии активации, начинаются с разрыва или ослабления связей между атомами в молекулах исходных веществ. При этом вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергии. Это состояние называется активированным комплексом. Вещества, не расходующиеся в результате протекания химической реакции, но влияющие на её скорость, называются КАТАЛИЗАТОРАМИ. Биологические катализаторы белкового происхождения называются ферментами. УРАВНЕНИЕ АРРЕНИУСА описывает зависимость константы скорости от температуры: κ(T)=A·e^-E/(RT) где А- постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ.

30. Оксиды, их классификация. Виды связей. Химические свойства.

ОКСИДЫ -сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

ОСНОВНЫЕ ОКСИДЫ - такие оксиды, которым соответствуют основания. Например, Na₂O, CaO, FeO, NiO являются основными, так как им соответствуют основания NaOH, Ca(OH)₂, Fe(OH)₂, Ni(OH)₂ . Некоторые основные оксиды при взаимодействии с водой образуют основания: Na₂O+H₂O=2NaOH; CaO+H₂O=Ca(OH)₂

Оксиды, которые не взаимодействуют с водой, образуют соответствующие им основания из солей: NiSO₄+2NaOH=Ni(OH)₂+Na₂SO₄

Основные оксиды образуются только металлами.

КИСЛОТНЫЕ ОКСИДЫ - такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Например, CO₂, P₂O₅, SO₂, SO₃ – кислотные оксиды, так как им соответствуют кислоты H₂CO₃, H₃PO₄, H₂SO₃, H₂SO₄.

Большинство кислотных оксидов образуют кислоты при взаимодействии с водой, например: CO₂+H₂O=H2CO₃; SO₃+H₂O=H2SO₄

Некоторые оксиды с водой не взаимодействуют, однако сами они могут быть получены из кислоты: H₂SiO₃=SiO₂+H₂O

Кислотные оксиды образуются неметаллами и некоторыми металлами, проявляющими высокие степени окисления.

АМФОТЕРНЫЕ ОКСИДЫ - такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства, то есть обладают двойственными свойствами. К ним относятся некоторые оксиды металлов: ZnO, Al₂O₃, Cr2O₃ и др. Амфотерные оксиды не соединяются с водой, но они реагируют с кислотами и с основаниями. Например: ZnO+2HCl+ZnCl+H₂O; ZnO+2NaOH+H₂O=Na₂[Zn(OH)₄]

Основные, кислотные и амфотерные оксиды являются солеобразующими.

БЕЗРАЗЛИЧНЫЕ ОКСИДЫ - небольшая группа оксидов, которые не проявляют ни основных ни кислотных свойств и не образуют солей. Оксид углерода (2) CO, оксид азота(1) N₂O, оксид азота (2) NO и оксид кремния (2) SiO.

ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

1) Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.

FeO+H₂SO₄=FeSO₄+H₂O

2) Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду.

SO₃+2NaOH=Na₂SO₄+H₂O

3) Взаимодействие основных и кислотных оксидов приводит к образованию солей.

CaO+CO₂=CaCO₃

31. Генетическая связь между различными классами соединений. Генетические связи - это связи между разными классами, основанные на их взаимопревращениях.
Зная классы неорганических веществ, можно составить генетические ряды металлов и неметаллов. В основу этих рядов положен один и тот же элемент.
Среди металлов можно выделить две разновидности рядов:
1. Генетический ряд, в котором в качестве основания выступает щёлочь. Этот ряд можно представить с помощью следуюших превращений: металл--основный оксид--щёлочь--соль, например генетический ряд калия K--K₂O--KOH--KCl.
2. Генетический ряд, где в качестве основания выступает нерастворимое основание, тогда ряд можно представить цепочкой превращений: металл--основный оксид--соль--нерастворимое основание--основный оксид--металл. Например:Cu--CuO--CuCl₂--Cu(OH)₂--CuO-->Cu
Среди неметаллов также можно выделить две разновидности рядов:
1. Генетический ряд неметаллов, где в качестве звена ряда выступает растворимая кислота. Цепочку превращений можно представить в следующем виде: неметалл--кислотный оксид--растворимая кислота--соль.Например:
P--P₂O₅--H₃PO₄--Na₃PO₄.
2. Генетический ряд неметаллов, где в качестве звена ряда выступает нерастворимая кислота: неметалл--кислотный оксид--соль--кислота--кислотный оксид--неметалл, Например:
Si--SiO₂--Na₂SiO₃--H₂SiO₃--SiO₂--Si.

35. Общие представления о растворах. Растворимость газа в жидкости, растворимость жидкости в жидкости. Растворимость твердого тела в жидкости.

Раствор – гомогенная система, состоящая из двух и более независимых компонентов, соотношения между которыми могут изменяться. Один из компонентов – растворитель, остальные – растворенные вещества. Растворитель - вещество, которое в чистом виде находится в той же фазе, что и раствор.

Насыщенный раствор – раствор, который находится в равновесии с твердой фазой растворенного вещества и содержит максимально возможное при данных условиях количество этого вещества. Раствор, концентрация растворенного вещества в котором ниже концентрации в насыщенном растворе, называется ненасыщенным.

Растворы, содержащие большое количество растворенного вещества, называются концентрированными, а с малым – разбавленными.

Концентрация (количественная характеристика растворов) – относительное содержание каждого компонента, составляющего данный раствор.

Растворимость газов в жидкостях

Растворимость газов в жидкостях зависит от ряда факторов: природы газа и жидкости, давления, температуры, концентрации растворенных в жидкости веществ (особенно сильно влияет на растворимость газов концентрация электролитов).

Наибольшее влияние на растворимость газов в жидкостях оказывает природа веществ. Так, в 1 литре воды при t = 18 °С и P = 1 атм. растворяется 0.017 л. азота, 748.8 л. аммиака или 427.8 л. хлороводорода. Аномально высокая растворимость газов в жидкостях обычно обусловливается их специфическим взаимодействием с растворителем – образованием химического соединения (для аммиака) или диссоциацией в растворе на ионы (для хлороводорода). Газы, молекулы которых неполярны, растворяются, как правило, лучше в неполярных жидкостях – и наоборот. Зависимость растворимости газов от давления выражается законом Генри – Дальтона:

Растворимость газа в жидкости прямо пропорциональна его давлению над жидкостью.

(7)

Здесь С – концентрация раствора газа в жидкости, k – коэффициент пропорциональности, зависящий от природы газа. Закон Генри – Дальтона справедлив только для разбавленных растворов при малых давлениях, когда газы можно считать идеальными. Газы, способные к специфическому взаимодействию с растворителем, данному закону не подчиняются.

Растворимость газов в жидкостях существенно зависит от температуры; количественно данная зависимость определяется уравнением Клапейрона – Клаузиуса (здесь X – мольная доля газа в растворе, λ – тепловой эффект растворения 1 моля газа в его насыщенном растворе):

(8)

Как правило, при растворении газа в жидкости выделяется теплота (λ < 0), поэтому с повышением температуры растворимость уменьшается. Растворимость газов в жидкости сильно зависит от концентрации других растворенных веществ. Зависимость растворимости газов от концентрации электролитов в жидкости выражается формулой Сеченова (X и X_o – растворимость газа в чистом растворителе и растворе электролита с концентрацией C):

(9)

Взаимная растворимость жидкостей

В зависимости от природы жидкости могут смешиваться в любых соотношениях (в этом случае говорят о неограниченной взаимной растворимости), быть практически нерастворимыми друг в друге либо обладать ограниченной растворимостью. Рассмотрим последний случай на примере системы анилин – вода. Если смешать примерно равные количества воды и анилина, система будет состоять из двух слоев жидкости; верхний слой – раствор анилина в воде, нижний – раствор воды в анилине. Для каждой температуры оба раствора имеют строго определенный равновесный состав, не зависящий от количества каждого из компонентов.

Рис. 1. Диаграмма растворимости системы анилин – вода.

Зависимость концентрации растворов от температуры принято изображать графически с помощью диаграммы взаимной растворимости. Эта диаграмма для системы анилин-вода приведена на рис. 1. Область под кривой – это область расслаивания жидкостей. Повышение температуры приводит к увеличению концентрации каждого из растворов (увеличению взаимной растворимости), и при некоторой температуре, называемой критической температурой расслоения (Т_кр на рис. 1) взаимная растворимость воды и анилина становится неограниченной. Система анилин – вода относится к т.н. системам с верхней критической температурой расслоения; существуют также и системы, для которых повышение температуры приводит к уменьшению взаимной растворимости компонентов.

Растворимость твердых веществ в жидкостях

Растворимость твердых веществ в жидкостях определяется природой веществ и, как правило, существенно зависит от температуры; сведения о растворимости твердых тел целиком основаны на опытных данных. Качественным обобщением экспериментальных данных по растворимости является принцип "подобное в подобном": полярные растворители хорошо растворяют полярные вещества и плохо – неполярные, и наоборот.

Рис. 2. Кривые растворимости некоторых солей в воде.
1 – КNО₃, 2 – Nа₂SО₄·10Н₂О, 3 – Nа₂SО₄, 4 – Ва(NО₃)₂.

 

Зависимость растворимости S от температуры обычно изображают графически в виде кривых растворимости (рис. 2). Поскольку теплота растворения твердых веществ в жидкостях может быть как положительной, так и отрицательной, растворимость при увеличении температуры может увеличиваться либо уменьшаться (согласно принципу Ле Шателье – Брауна).

42. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.

Гидролиз – обратимое взаимодействие ионов солей с молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

При растворении соли в воде происходит её гидролиз по катиону. Наблюдается накопление ионов водорода, обеспечивающих кислую реакцию раствора, pH<7.

37. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Примеры.

Электролитическая диссоциация – распад некоторых веществ на ионы в растворе под действием молекул растворителя или в расплаве. Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. Остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.

Теория Электролитической диссоциации:

1. при растворении в воде электролиты распадаются на положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы). ионы в растворе взаимодействуют с молекулами воды (гидратация). Процесс диссоциации является обратимым.

2. под действием постоянного электрического тока катионы движутся по катоду, анионы – к аноду.

3. степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, концентрации электролита и температуры.

Степень диссоциации (а) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N’) к общему числу растворенных молекул (N): а = N’/ N;

Сильный электролит – вещество, степень диссоциации которого больше 30%.. к сильным электролитам относят все соли, сильные кислоты, сильные основания.

Слабый электролит – вещество, степень диссоциации которого меньше 3%. к слабым электролитам относят слабые кислоты, слабые основания.

Кислоты диссоциируют с образованием положительных ионов одного вида – ионов водорода: HCl+H2O->H3O⁺+Cl⁻

Средние соли образуют катионы металлов или комплексные катионы и одноатомные либо многоатомные анионы: NaCl->Na⁺+Cl⁻, (NH4)2SO4->2NH4⁺+S .

При диссоциации щёлочи образуют анионы OH⁻ и катион металла.

40. Труднорастворимые электролиты. Равновесие раствор-осадок. Произведение растворимости. Связь растворимости и произведения растворимости на примере BaSO4.

Применение закона действующих масс к гетерогенной системе – насыщенному раствору малорастворимого электролита, находящемуся в равновесии со своим осадком:

Дает выражение константы равновесия:

Которая в данном случае называется произведением растворимости:

Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов, возведенных в степень с показателем, равным стехиометрическому коэффициенту при данном ионе, при данной температуре – величина постоянная.

Чем больше ПР данного вещества, тем больше его растворимость.

В насыщенном растворе устанавливается динамическое равновесие между твердой фазой (осадком) и раствором, где находятся ионы данного труднорастворимого соединения.

 

 

39. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Определение pH водных растворов сильных и слабых электролитов.

Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает определённой, хотя и незначительной, электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды, частично распадаются на ионы, т.е. H2O является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан

H2O + H2O ↔ H3O⁺ + OH¯. Этот процесс называется самоионизацией. Реакцию воды часто записывают в более простом виде:H₂O ↔ H⁺ + OH¯. Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению

К_д = (a_H a_OH)/a_H2O (1). Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 10⁸ молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями, а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу её моля: 1000/18 = 55,5 моль/л. Считая эту величину постоянной, можно уравнение (1) записать в виде: [H⁺] [OH¯] = Кд 55,5 = Кв, где Кв – ионное произведение воды. При расчётах связанных с водными растворами электролитов, используют не концентрации, активности ионов: a_H·a_OH = Кв.

Водородным показателем, или pH, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH = - lg a_H. Водородный показатель определяет характер реакции раствора. При pH<7 реакция раствора кислая, при pH>7 – щелочная, при pH=7 – реакция нейтральная. Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы H⁺ и OH¯ непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина pH может служить критерием силы кислоты или основания. Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме pH сыворотки крови равен 7,40 ± 0,05, слёз – 7,4 ± 0,1. отклонение pH от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма. Существенно влияние на урожайность оказывает pH почвы, на экологию водоёма – pH воды.

Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид-ионов есть постоянная величина. Эта постоянная величина называется ИОННЫМ ПРООИЗВЕДЕНИЕМ ВОДЫ. Вода является слабым электролитом и в очень малой степени диссоциирует на ионы: H₂O↔ H⁺ + OH^- Константа диссоциации воды при 25 градусах равна: K_H2O = [H⁺]*[OH^-]/[H₂O] = 1,8*10^-16 В 1 литре воды находится 1 кг или 55,56 моль воды. На ионы распадается 1*10^-7 часть каждого моля, поэтому концентрацию Н₂О можно считать постоянной величиной. Тогда будем иметь:

[H⁺]*[OH^-]=[H₂O]*K_H20 Подставляем значение KH2O и концентрации ее в 1 литре.

[H+]*[OH-] = 1,8*10-16*55,56 = 1*10-14 = Kв (Kв – ионное произведение воды, которое является постоянной величиной при данной температуре) С увеличением температуры Kв увеличивается, например, при 50 градусах она составляет 5,47*10-14. Из формулы ионного произведения воды видно, что концентрации водородных и гидроксид-ионов находятся в обратной зависимости одна от другой. Характер среды любого водного раствора определяется относительными величинами концентрации катионов водорода и гидроксид анионов. Вместо концентрации ионов гидроксония указывают десятичный логарифм, взятый с обратным знаком.

 

 

41. Реакции ионного обмена. Условия их необратимости.

Реакции ионного обмена — окислительно-восстановительная реакция, которая идетв направлении связы­вания ионов, но при которой не происходит изменениястепеней окисления. Условия течения реакций в растворах электролитов до конца:1) в результате реакции выпадает осадок: 2) в результате реакции выделяется газ: 3) в результате реакции образуется малодиссоциирующее вещество: Ионный обмен – это процесс, в результате которого ионы,находящиеся в твердой фазе. обмениваются с ионами, находящимися в растворе.Нерастворимое твердое вещество может представлять собой какой-либо природныйматериал либо синтетическую смолу. Природные материалы, используемые дляионного обмена, включают цеолиты (комплексные алюмосиликаты натрия) иглауконитовый песок.На поверхности этих твердых веществ имеются электрически заряженные центры,расположенные на более или менее регулярном расстоянии друг от друга. Этицентры удерживают на себе простые ионы с зарядами противоположного знака.Именно эти ионы обмениваются с другими ионами, содержащимися в растворе. Катионообменники. Катионообменные материалы состоят из трех частей:1) основная масса, или скелет, обычно обозначаемый символом R–;2) активные центры (такие группы, как — либо — );3) катионы, подлежащие обмену (обычно это ионы Н⁺ или Н₃О⁺).Когда твердый катионообменник приходит в соприкосновение с раствором, вкотором содержатся какие-либо ионы, между ними устанавливается равновесие.Например, Если первоначально раствор содержит, например, хлорид натрия, то ионы натрияобме­ниваются с ионами водорода и из нижней части колонки вытекаетразбавленный раствор соляной кислоты.Ионообменный материал можно регенерировать (восстанавливать), промываяколонку разбавленной соляной кислотой. Это приводит к смещению влеворас­сматриваемого равновесия, в результате чего ионы натрия замещаются ионамиводорода. Анионообменники. Анионообменник удаляет из раствора анионы. Типичнымпри­мером анионного обмена является следующее равновесие: Для регенерации анионообменника может использоваться какое-либо основание,на­пример раствор гидроксида натрия. Это сдвигает указанное равновесие влево.

 

 

45. Способы выражения количественного состава растворов.

МАССОВАЯ ДОЛЯ (ω) - отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Обычно выражается в процентах. Безмерная величина, которая может быть выражена в долях единицы ω=m_в-ва /m_р-ра или в процентах ω%=m_в-ва/m_р-ра*100%. Для бинарного раствора (т.е. содержащего только два вещества) масса раствора складывается из масс растворенного вещества и растворителя (m_р-ра=m_в-ва+m_р-рит) и выражения для массовой доли запишутся:

ω=m_в-ва/m_в-ва+m_р-рит*100% Массовую долю, выраженную в процентах, раньше называли процентной концентрацией. Она показывает массу растворенного вещества в граммах находящуюся в 100г раствора.

МОЛЬНАЯ ДОЛЯ (N) - отношение количества растворённого вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, составляющих раствор. Например раствор состоит из растворителя и двух растворенных веществ. Мольные доли каждого будут равны: N_i=n₁/n₁+n₂+n₃

Где n₁ n₂ n₃ - соответственно кол-во вещества, растворителя и растворенных веществ. Мольная доля - это безразмерная величина, которую чаще всего выражают в долях единицы. Алгебраическая сумма мольных долей всех веществ, присутствующих в растворе, рана единице.

МОЛЯРНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ (молярность) (См) - отношение количества растворённого вещества к объёму раствора. Она показывает количество молей растворенного вещества, находящееся в 1 литре раствора. Cм=n_в-ва/V; С_м=m_в-ва/M_в-ва*V Где n - количество растворенного вещества, моль; m - масса растворенного вещества, г; М - молярная масса растворенного вещества, г/моль; V - объем раствора, л.

МОЛЯЛНОСТЬ (m) – отношение количества растворённого вещества к массе растворителя. Моляльная концентрация показывает количество моль растворенного вещества, приходящееся на 1000г растворителя. Сμ=m_в-ва*1000/M_в-ва*g Где m_в-ва - масса растворенного вещества, приходящаяся на g (г) растворителя, М_в-ва - молярная масса растворенного вещества.

ЭКВИВАЛЕНТНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ (Сн) - отношение числа эквивалентов растворённого вещества к объёму раствора. Нормальность показывает количество растворенного вещества, находящееся в 1 литре раствора. Cн = n_Эв-ва/V Сн = m_в-ва/Э_в-ва*V Где n_Эв-ва - количество растворенного вещества, Моль-экв; m_в-ва - масса растворенного вещества,г; Э_в-ва - эквивалентная масса растворенного вещества, г/моль-экв; V - объем раствора, л.Объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям.