Plan. 1. Introducere. termeni de bază. 2. Tipurile de soluții. 3. Procesele care au loc în timpul dizolvării. 4. Metode de concentrare a soluțiilor de exprimare. 5. Soluții de electroliți. Amploarea și constanta de disociere. 6. Disocierea apei, pH-ul, hidroliza sărurilor. solubilitatea produsului. soluții tampon. 7. Solubilitatea gaze, solide și lichide în lichide. 8. Proprietățile de soluții diluate.
Solutia - care este într-o stare de echilibru a unui sistem omogen de compoziție variabilă. solut solvent sistem soluție de entropie ajunge la proces echilibru spontan și ireversibil al AG
Lichid: lichid - gaz (CO2 în apă, HCl, NH3 în apă) lichid - lichid (C2H5OH alcool în apă, brom Br2 în apă și CH3COOH acid acetic în apă) lichid - solid (sare de KCl în apă, zahăr în apă, iod I2 în alcool). SOLUȚII: Soluția lichidă și solidă solid - cristal, din care rețeaua cristalină este construit din două sau mai multe componente, aliaje de metale, săruri, oxizi. soluții: - tip ionic (soluții electrolitice), conduce curentul electric - tip molecular (soluții non-electrolitice), nu conduce curentul electric.
Solubilitatea - capacitatea de a dizolva! raport solubilitate - masa substanței la care se dizolvă în 100 g de solvent la o temperatură dată, o soluție saturată a fost formată (în funcție de temperatura la care are loc dizolvarea.). Nesaturați RASTVOR- mai puțin dizolvat solubilitate substanță de soluții suprasaturate - substanță dizolvată uneori o mai mare solubilitate: soluție saturată de concentrație a solubilității
cristale de KCl în soluția sa apoasă suprasaturată
dizolvând regulă de bază: O astfel solubilă într-un astfel polar - polar, non-polar - un non-polar. iod I2 în alcool și CCl4 KMnO4 în apă
Concentrația substanței în soluție - cantitatea de materie dizolvată într-o anumită greutate sau volum al soluției sau solvent. Concentrații metode de exprimare: Mass C (r \\ l, l \\ mg), titrul (mg \\ ml, ug \\ ml). fracție de masă sau procent (0.5. 50%) ω = m (X) / mp-p w = m (X) / mp-p • 100% 3. molara (mol \\ l umol \\ l ... ) CM = n / Vp-p = m / (m • Vp-p) concentrație 4. echivalenți molari (normal) (mol \\ l) Se = Ne / Vp-p = m / (Me • Vp-p) 5. molalitate (moli solut \\ kg solvent) Cm = n / mp-l = m / (m • mp-l) 6. fracţia de volum sau procentul (0,7;. 70%) ω = V (X) / V, ω = V (X) / V • 100%
La dizolvarea proceselor apar: 1. umezirea 2. distrugerea rețelei cristaline solide materialului 3. solvatare (hidratare dacă solventul - apa) - interacțiunile particulelor solut cu moleculele de solvent 4. - ionii de disociere pe descompunerea moleculelor. Dizolvarea KCl cristal în apă și formarea ionilor hidratați KCl = K + + Cl─ + _ apa Dipole
În soluții apoase, de hidratare - disociindu pasul 1 și ei cauza principală. 2 etape - polarizare datorată: de dipoli apa se produce un puternic electroni de polarizare de legătură și legătura ionică devine. Etapa 3 - disociere reală - distrugerea moleculelor polarizate și formarea ionilor hidratați. HCI + 2H2O (H +) → (OH) ─ (H +) → (Cl─) (H +) → (ON─) (H2O) H + + (H2O) gradul de disociere Cl─ - raportul dintre numărul de molecule de dezintegrat în ioni, numărul total de molecule introduse în soluție: α = Nu / N, (proporția sau procentul) Nu - numărul de molecule de dezintegrată în ioni; N - numărul de molecule introduse în soluție.
Aproape 30% dintre toate sărurile; Acid (H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3), baze (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, LiOH, Ba (O „> 30% aproape toate sărurile de acid (H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3) ., o bază (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, LiOH, Ba (OH) 2) electrolit slab: slab disociat în ioni, α „> 30% aproape toate sărurile de acid (H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3 ), bază (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, LiOH, Ba (O "title =" electroliții TARI: disociază bine în ioni, α> 30% aproape toate sărurile; Acid (H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3 ), bază (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, LiOH, Ba (O „/>
Electrolitii FORTE: disociază bine in ioni, α> 30% aproape toate sărurile; Acid (H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3), baze (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, LiOH, Ba (OH) 2). Electroliții slabi: slab disociate în ioni, α
Gradul de disociere depinde de: - Electrolitul; - natura solventului: solvent gruparea e ↑, ↑ subunitatea; - concentrația substanțelor dizolvate - legea diluției: Kdiss = (C • α2) / (1-α) = const pentru un anumit T electroliților slab α
10─7> [ON─] pH7> pOH. „>
H2O ↔ H ++ sau ON─ 2H2O ↔ H3O + ++ ON─ 56.6 kJ / mol α ≈ 2 • 10─9, proprietăți amfoteri Kd = ([H +] • [ON─]) / [H2O] = la T = const const Kd • [H2O] = [H +] • [ON─] 1,8 • 10─16 • 55,5 = [H +] • [ON─] [H +] • [ON─] = 10─14- produs ionic al apei, = const la 298 K [H +] = [ON─] = √10─14 = 10─7. -LG ([H +] • [ON─]) = -lg10─14-LG [H +] + (-LG [ON─]) = -lg10─14 pH + pOH = 14 = const pH =-LG [ H +] - valoarea pH - indicator al concentrației ionilor de hidrogen; pOH =-LG [OH─] - raportul concentrație de anioni hidroxid [H +] = [ON─] = 10─7 pOH și pH = 7 mediu neutru pentru soluții acide - parametru hidroxil: [H +]> 10─7 > [ON─] pH7> pOH.
În general, hidroliza - reacția de schimb între substanță și apă (din hedor greacă -. Apa și liză - descompunere). Hidroliza sării - sare reacționează cu moleculele de apă, rezultând în formarea de compuși slab disociați. Mecanismul de săruri de hidroliză este interacțiunea polarizare a ionilor de sare cu coaja de hidratare: Al3 + OH─ ---- H + Al3 + OH─ + Al3 + + OH --- H H + + (AlOH) 2+ - disociază slab SO32─ H + --- ON─ SO32─ H + H + + CO3 ON─ 2─ + H + --- OH ON─ (HCO3) ─ - disociază slabit
efect polarizant puternic au: cationilor d-elemente (Al3 +, Zn2 +, Cr3 +, Cu2 +, Ag +, Au3 +, etc), anionii acizilor slabi (CO32─, PO43─, SO32─, SiO32─ și colab.), Mg2 +. In general: 1) ↑ ion încărcare 2) ↓ acțiune polarizant rază de ioni puternic
Hidroliza TIP: 1) Hidroliza cation - hidroliza sărurilor formate cu o bază slabă și un acid tare: NH4Cl + HOH ↔ + NH4OH HCI + NH4 + HO --- H + Cl─ ↔ + NH4OH Cl─ + H + pH 7 „>
3) hidroliza completă - hidroliza sărurilor formate un acid slab și bază slabă: NH4CN + HOH ↔ NH4OH + HCN NH4 + + HO --- H + CN─ ↔ NH4OH + HCN 2) Hidroliza prin anion - hidroliza sărurilor formate un acid slab și puternic bază: K3PO4 + HOH ↔ K2HPO4 + KOH 3K + + PO43─ + H --- OH ↔ 3K + + HPO42─ + OH─ pH> 7
Equilibrium între precipitatul electrolit greu puternic și o soluție saturată: produs Solubilitate: AgCl Ag + + Cl─ [AgCl] = const Kp • [AgCl] = [Ag +] [Cl─] = const = PR = 1,7 • 10 ─10
OL [Ca2 +] [CO32─]> 4.8 • 10─9 precipitat CaCO3 [Ca2 +] [CO32─] OL [Ca2 +] [CO32─]> 4.8 • 10─9 precipitat CaCO3 [Ca2 +] [CO32 ─] OL [Ca2 +] [CO32─]> 4.8 • 10─9 precipitat CaCO3 [Ca2 +] [CO32─] OL [Ca2 +] [CO32─]> 4.8 • 10─9 precipitat CaCO3 [Ca2 +] [CO32─]
OL (CaCO3) = 4,8 • 10─9 Exemplu: [Ca2 +] [CO32─]> PR [Ca2 +] [CO32─]> 4.8 • 10─9 precipitat CaCO3 [Ca2 +] [CO32─]
Tampoane - soluții cu o constantă pH 1) slab-ta + sare a la tine CH3COOH SN3SOO─ SN3SOONa + H + → CH3COO─ + Na + + H-ta + H + → CH3COOH + SN3SOO─ pH variază + ON─ ON─ bază + H + → CH3COOH + H2O → ON─ → SN3SOO─ + H2O prin modificări de pH
2) bază slabă + sare a acestei baze NH4OH NH4 + + OH─ NH4Cl → NH4 + + + Cl─ -TA H + ON─ bază H + + OH─ → H2O OH─ + NH4 + → NH4OH pH nu se schimba pH-ul variază în H + + NH4OH → NH4 + + H2O
0 Când este încălzit, ↓ solubilității Când este încălzit, ↑ solubilitate „>
Solubilitatea solidelor și lichidelor în lichide nu este dependent de presiune, dar depinde de temperatura. Dizolvarea este însoțită de eliberarea de Q 0 Atunci când este încălzit AH solubilității ↓ ↑ solubilitate atunci când este încălzit
Gazele dizolvate în lichide: Din cauza forțelor de forțe Van der Waals, de exemplu, O2 și N2 în H2O datorită interacțiunii chimice cu molecule de solvent NH3 (g) + H2O (g) → NH4 + (p) + OH- (p)
Solubilitatea gazelor în lichide depinde de presiunea. Legea lui Henry: C (X) = Cg (X) • p (X) C (X) - concentrația molară a gazului în soluție saturată în mol / l; p (X) - presiunea parțială a gazului deasupra soluției, Pa; Cg (X) - Henry constant pentru gaz X, L · mol-1 · Pa-1. Aceasta depinde de natura gazului, solventul și temperatura. Solubilitatea gazelor în lichide scade cu electroliți dizolvați în aceasta, deoarece electroliti in disocierea moleculelor de apă leagă Z-N Henry valabil numai la presiuni joase și doar gaze nu interactioneaza chimic cu solventul.
independent de natura solutului, numai pe numărul particulelor de solut - proprietăți coligative. Principalul motiv - reducerea numărului de molecule libere de solvent. PROPRIETĂȚILE SOLUȚII diluați de substanțe solide volatile într-un lichid depinde de natura solutului (culoare, densitate etc.).
Presiunea osmotică - o măsură a dorinței solventului pentru a trece printr-o membrană semipermeabilă în această soluție. Este numeric egală cu presiunea care trebuie aplicată soluția la osmoza oprită. membrana semipermeabila solvent
Factorul Van't Hoff - - 1 de câte ori ↑ A se vedea ionii datorită disocierii „>
Cea mai mare numărul de molecule sau ioni în soluție, mai mare presiunea osmotică a soluției. Pentru soluțiile de electroliți nu: = SMRT, See - concentrația molară a soluției în mol / l, R - constanta universală a gazelor, T - temperatura absolută, soluții electrolitice K.: = i SMRT, Pp zahăr la 293 K = 4 36 105Pa • Seawater = 106Pa • 2,83 i> 1 - factor Van't Hoff - câte ori ↑ a se vedea ionii datorită disocierii
Ouă de pui pentru experiment după osmoză
Celulele sanguine după expunerea la diverse soluții Pentru a evita acest sistem tampon de sânge
Scăderea presiunii de vapori a solventului soluției - legea lui Raoult: Dp / p0 = vB / (nin + n0) Dp - scăderea presiunii vaporilor de solvenți saturată peste soluție; p0 - saturate la presiunea vaporilor solventului pur; nin - numărul de moli de solut; n0 - numărul de moli de solvent; nin / (nin + n0) - fracție molară de solut. Cu cât mai mare fracția molară a solutului, cu atât mai mare presiune redusă într-o soluție saturată cu vapori de solvent. Particulele reține moleculele de solut de solvent
Temperatura de congelare a soluțiilor este mai mică decât temperatura de congelare a solventului pur; scăderea temperaturii ΔTz = Kcr • Cm Cm - concentrația molal a soluției în mol / kg p la, Kcr - constanta cryoscopic a solventului; p Apă = 1,86 (° C kg •) \\ mol. ΔTz = Kcr • i • Cm nu Electroliți Electroliți, de exemplu, clorura de calciu poate scădea punctul de îngheț al apei la 00C la -55 °.
Ke - ebulioskopicheskaya solvent constant, apa Ke = 0,512 (kg • ° C) \\ mol, punct de soluții de mai mare decât temperatura de fierbere a solventului pur de fierbere; ridicarea punct de fierbere nu electroliți electroliți ΔTk = Ke • Cm, ΔTk Cm = Ke • • i