Растворитель и растворяемое вещество
Растворитель – компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора. В случае растворов растворителем считается компонент, количество которого в растворе преобладает.
Растворимость – свойство вещества растворяться в воде или в других растворителях. По растворимости в воде все вещества делятся на 3 группы: 1) хорошо растворимые; 2) малорастворимые; 3) нерастворимые.
Насыщенный раствор – раствор, который находится в динамичном равновесии с избытком растворяемого вещества. В ненасыщенном содержится меньше вещества, а в пересыщенном – больше, чем в насыщенном. Пересыщенные растворы весьма неустойчивы.
Концентрированный раствор содержит такие количества растворенного вещества, которые сравнимы с количеством растворителя. Разбавленный раствор содержит очень малое количество растворенного вещества по сравнению с количеством растворителя.
Массовая доля – безразмерная физическая величина, равная отношению массы растворенного вещества к массе раствора.
Объемная доля – безразмерная физическая величина, характеризующая состав смеси и равная отношению объема компонента смеси к объему смеси.
Мольная доля – безразмерная физическая величина, характеризующая концентрацию и равная отношению количества вещества компонента к общему количеству вещества смеси.
Моляльная концентрация – физическая величина, равная отношению количества вещества к объему раствора.
Мольная концентрация – отношение количества растворенного вещества к массе растворителя.
Нормальность – отношение количества вещества эквивалента в растворе к объему раствора.
Раствор, в 1 литре которого содержится моль эквивалентов вещества, называется нормальным.
30. Понятие идеального раствора. Растворимость газов в жидкостях. Зависимость растворимости газа от температуры и давления. Парциальное давление газообразного вещества. Закон Генри. Взаимная растворимость жидкостей. Влияние температуры на растворимость жидкостей и твердых веществ.
Идеальный раствор - это раствор, в котором компоненты не взаимодействует м/у собой. Наиболее приближен к идеальному состоянию очень разбавленный раствор.
Растворимость газа в жидкостях зависит от ряда факторов: от природы жидкости/газа, температуры, давления газа. Процесс растворения газа в жидкостях называется абсорбцией.
Газы, имеющие полярную молекулу, лучше растворяются в полярных растворителях. Неполярные в неполярных. Если сравнивать растворимость различных неполярных газов в неполярных растворителях, то газы легко сжимаются в чистом состоянии.
Растворимость большинства газов растет с ростом давления и уменьшается с ростом температуры.
Закон Генри: масса газа растворяется при постоянной температуре в данном объеме жидкости. Прямо пропорционально давлению газа.
Взаимная растворимость жидкостей: с ростом температуры взаимная растворимость жидкостей в большинстве случаев увеличивается.
При этом различают 3 случая:
Жидкости практически не растворяются друг в друге. Например, масло и вода, при смешении их они всегда отдельно друг от друга
Жидкости растворяются одна в другой только в определенных количествах, например, h2o + эфир
Жидкости растворяются одна в другой в неопределенных количествах. Например, многие кислоты, h2o
При растворении жидкости, как и при растворении и твердых тел, наблюдается или выделение, или поглощение тепла. Иногда происходит уменьшение объема.
31. Давление и состав пара над раствором. Закон Рауля. Кристаллизация и кипение раствора. Сольватация. Представление об истинных и коллоидных растворах. Коллоидные растворы. Поверхностный слой и поверхностные явления. Устойчивость коллоидных растворов.
Закон Рауля: давление пара над раствором равно давлению пара чистого вещества, умноженного на его мольную долю.
Связь между составом жидкой и парообразной фазы определяется законами Коновалова.
1-й закон утверждал, что пар богаче тем компонентом раствора, добавление которого в жидкость приводит к увеличению общего давления пара.
2-й закон: в точках максимума/минимума общего давления пара составы обеих фаз одинаковы.
Общим свойством всех жидких систем является давление насыщенного пара жидкости. При растворении в жидкости какого-либо нелетучего вещества давление насыщенного пара этой жидкости понижается. При постоянной температуре величина давления насыщенного пара жидкости зависит от ее летучести и концентрации растворенного вещества.
Кристаллизация – фазовый переход вещества из газообразного/жидкого/твердого состояния в кристаллическое, а также из одного кристаллического состояния в другое с образованием кристаллов. Кристаллизация из жидкой/газовой фазы – экзотермический процесс, при котором выделяется теплота фазового перехода, или теплота кристаллизации. В промышленности кристаллизацию используют для получения продукта с заданным составом, содержанием примесей.
Кристаллизация начинается при достижении некоторого условия переохлаждения жидкости или пересыщенного пара.
Условием кристаллизации является равенство давления пара над твердым растворителем. Это равенство всегда будет достигаться при температуре более низкой, чем температура замерзания растворителя. Разность между температурой кристаллизации растворителя и температурой начала кристаллизации раствора есть понижение температуры кристаллизации.
Жидкость кипит при той же температуре, при которой общее давление насыщенного пара становится равным внешнему давлению.
Если растворенное вещество нелетучее, то общее давление насыщенного пара над раствором равно парциальному давлению паров растворителя.
Температура кипения раствора нелетучего вещества всегда выше, чем температура кипения чистого растворителя при том же давлении.
Эбуллиоскопия – метод определения молекулярных масс по повышению точки кипения раствора.
Криоскопия – метод определения молекулярных масс по понижению температуры замерзания раствора.
Химическое взаимодействие растворенного вещества с растворителем приводит к образованию соединений, которые называются сольватами, а если растворителем является вода, то они называются гидратами.
Сольватация – взаимодействие растворенного вещества и растворителя. Сольватация состоит в том, что молекула растворенного вещества является сольватной оболочкой, состоящей из тесно связанных с ней молекул растворителя. В результате сольватации образуются сольваты – молекулы образования постоянного/переменного состава. Выделяют неспецифическую и специфическую сольватацию. Неспецифическая обусловлена ван-дер-ваальсовым взаимодействием. Специфическая проявляется г.о. в электростатических взаимодействиях, координационных и водородных связей. Сольватация приводит к тому, что тип растворителя изменяет скорость реакции, влияет на ее механизм.
Коллоидные и истинные растворы. Отличаются размерами частиц. В истинных размер частиц менее 1 нм, частицы в таких растворах можно обнаружить при помощи ультрамикроскопа. Коллоидные растворы – высокодисперсные двухфазные системы, состоящие и дисперсной среды и дисперсной фазы. Линейные размеры частиц 1-100 нм. Коллоидные растворы по размерам являются промежуточными между истинными и суспензиями/эмульсиями.
Заряды на поверхности коллоидной частицы и в растворе имеют противоположный знак. Всю совокупность зарядов на поверхности частицы и в прилагающемся к ней слое раствора называют двойным электрическим слоем. Устойчивость коллоидной системы связана с зарядом частиц не только в тех случаях, когда дисперсной средой является жидкость. Частицы аэрозолей также несут на поверхности электрический заряд, возникший вследствие адсорбции ионов или трения.
32. Определение молекулярной массы растворенного вещества: а) по понижению давления пара растворителя над раствором; б) по повышению температуры кипения раствора (эбуллиоскопия); в) по понижению температуры кристаллизации растворителя (криоскопия); г) по величине осмотического давления раствора.
Молекулярную массу растворенного нелетучего вещества–неэлектролита находят путем измерения повышения температуры кипения растворителя, либо понижения температуры его замерзания, когда он содержит растворенное вещество.
Криоскопическим называется метод определения молекулярной массы по понижению точки замерзания растворителя. При растворении в жидкости какого-либо твердого вещества давление пара жидкости понижается. Таким образом, давление пара раствора всегда ниже давления пара чистого растворителя при той же температуре. В разбавленных растворах неэлектролитов при постоянной температуре понижение давление пара пропорционально количеству вещества, растворенного в данном количестве растворителя. Давление находящегося над жидкостью насыщенного пара зависит от числа молекул, испаряющихся с поверхности жидкости в единицу времени.
Эбуллиоскопический метод заключается в определении того давления, при котором в процессе повышения вакуума исследуемый раствор закипает при заданной температуре.
Осмотический – по величине гидростатического давления, при котором прекращается переход растворителя в раствор, и измеряют осмотическое давление раствора ВМС, а затем используют уравнение Вант-Гоффа:
П=m/M*R*T
33. Вода как ионизирующий раствор. Электронное состояние и структура молекулы воды. Структура жидкой и твердой воды, водородные связи. Самоионизация жидкой воды. Ионное произведение воды, водородный показатель.
По способности ионизировать ковалентные связи различают ионизирующие и неионизирующие растворители. Ионизирующие растворители обладают либо электронодонорными, либо электроноакцепторными свойствами. Растворители с электронодонорными свойствами называют также координирующими растворителями из-за их хорошей способности сольватировать катионы.
Молекула воды имеет угловую форму: атомы водорода по отношению к кислороду образуют угол, равный примерно 1050. Поэтому молекула воды – диполь: та часть молекулы, где находится водород, заряжена положительно, а часть, где находится кислород – отрицательно.
Структура жидкой воды по Полингу представляет собой гидрат воды (раствор внедрения воды в воде), состоящий из беспорядочной смеси нестабильных каркасов, в полостях которых находятся мономерные молекулы воды. Этот каркас имеет симметрию икосаэдра и образован двадцатью одной молекулой воды, из которых двадцать расположены в вершинах пентадодекаэдра и каждая из них связана с ближайшими соседями тремя водородными связями. Двадцать первая молекула не образует водородных связей и находится в полости, внутри додекаэдра. Взаимное расположение додекаэдров может быть весьма различным: так, они могут быть соединены между собой водородными связями, или иметь общую пятиугольную грань, или могут соединяться мостиками, образованными цепями молекул воды, соединенных водородными связями. Кроме всего этого, в воде могут присутствовать свободные мономерные молекулы, не образующие водородных связей. Существование цепей и мостиков из молекул воды может также приводить к образованию добавочных полостей еще большего диаметра.
Молекула воды состоит из атома водорода, к которому присоединены два атома кислорода. В кристалле же льда каждый атом кислорода замкнут в тетраэдр из четырех атомов кислорода, а каждый атом водорода имеет около себя по два атома кислорода с каждой стороны. Если учесть, что, например, в алюминии каждый атом окружен двенадцатью другими, легко себе представить, чтокристаллическая структура льда необычайно пориста, рыхла; между атомами в ней остается много свободного пространства.
В кристалле льда каждый атом кислорода замкнут в тетраэдр из четырех атомов водорода, а каждый атом водорода имеет около себя по два атома кислорода с каждой стороны. Если учесть, что, например, в алюминии каждый атом окружен двенадцатью другими, легко себе представить, чтокристаллическая структура льда необычайно пориста, рыхла; между атомами в ней остается много свободного пространства. Если бы вода кристаллизовалась в более плотной решетке, например в решетке окиси лития Li2O, в которой каждый атом кислорода окружен восемью атомами лития, а каждый атом лития - четырьмя атомами кислорода, лед был бы в 1 6 раза плотнее воды и должен был бы в ней тонуть, как тонет в своем расплаве почти всякое другое вещество.
Для жидкой воды характерна самоионизация. Молекулы ее взаимно влияют друг на друга. Тепловое движение частиц вызывает ослабление и разрыв отдельных связей О—Н в молекулах воды. При этом протон переходит к соседней молекуле за счет превращения водородной связи в ковалентную с донорно-акцепторным механизмом. В результате самоионизации молекул воды получаются гидратированные ионы Н.,0+ и ОН (хотя из-за прочности связи О—Н степень самоионизации воды незначительна). Кроме того, разноименно заряженные ионы, сталкиваясь друг с другом, снова образуют молекулы воды, т. е. процесс самоионизации обратим, и непрерывно протекают процессы ионизации и молизации
34. Водные растворы электролитов. Электролитическая диссоциация растворенных веществ. С. Аррениус, Д.И.Менделеев, И.А.Каблуков о природе растворов электролитов. Переход ионов в раствор. Гидратация соли и образующихся ионов. Энергия гидратации ионов. Сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации электролита. Закон разбавления Оствальда. Понятие об активности ионов в растворах.
Водный раствор – разновидность раствора, в котором растворителем служит вода. Будучи превосходным растворителем, именно вода используется для приготовления большинства растворов в химии. Если вещество образует водный раствор, который хорошо проводит электрический ток, то он называется сильным электролитом; в противном случае – слабым.
Электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
Константа диссоциации – вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать обратимым образом на частицы.
Степень диссоциации – отношение числа распавшихся на ионы молекул к общему числу растворенных молекул.
Закон разбавления Оствальда - соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора.
Энергия гидратации – энергия, выделяющаяся при взаимодействии молекул воды с ионами растворяющегося вещества.
Сильные электролиты – электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна 1 и не зависит от концентрации раствора.
Слабые электролиты – степень диссоциации меньше 1 и уменьшается с ростом концентрации раствора.
Активность компонентов раствора – эффективная концентрация компонентов с учетом различных взаимодействий между ними в растворе, т.е. с учетом отклонения поведения системы от модели идеального раствора.
Отношение активности к общей концентрации вещества в растворе называется коэффициентом активности. Коэффициент активности служит мерой отклонения поведения раствора от модели идеального раствора.
35. Кислоты и основания – теории Аррениуса, Бренстеда-Лоури, Льюиса. Роль растворителя в кислотно-основном взаимодействии. Сила кислот и оснований в водных растворах. Кислотно-основные взаимодействия как реакции переноса протона. Реакция нейтрализации. Индикаторы кислотно-основного равновесия в водных растворах. Смещение равновесия нейтрализации в зависимости от их состава и строения.
36. Константы кислотности и основности. Сила кислородсодержащих кислот и ее зависимость от их состава и строения. Расчеты pH: а) сильные кислоты и основания б) протолиты средней силы в) слабые протолиты.
37. Равновесие ионный кристалл – раствор. Произведение растворимости. Равновесие ионов в растворе с осадком. Расчет растворимости из ПР и расчет ПР из растворимости. Расчет растворимости из значений ПР с учетом протолитических реакций в растворах. Растворение осадков.
Произведение растворимости – произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости – величина постоянная. При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Следовательно, растворение осадка начинается тогда, когда по какой-либо причине ионное произведение малорастворимого электролита станет меньше величины ПР.
Для того, чтобы растворить осадок, в раствор вводят такой электролит, ионы которого могут образовывать малодиссоциированные соединения с одним из ионов труднорастворимого электролита.
Осадок образуется в том случае, когда произведение концентраций ионов малорастворимого электролита превысит величину его ПР при данной температуре. Когда ионное произведение станет равным величине ПР, выпадение осадка прекращается.
38. Гидролиз солей. Представления Аррениуса и Вернера о механизме гидролиза. Константа и степень гидролиза. Ступенчатый характер гидролиза. Обратимый и необратимый гидролиз. Буферные растворы.
Гидролиз солей – разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах растворимых солей – электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или молекулярном виде.
Различают обратимый и необратимый гидролиз.
· Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания. Гидролиз идет по аниону. Раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени.
· Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания. Гидролиз идет по катиону. Раствор имеет слабокислую среду, протекает обратимо.
· Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания. Равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, т.к. оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка/газа.
· Соль сильной кислоты и сильного основания гидролизу не подвергается, раствор нейтрален.
Степень гидролиза – отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота/основание, ее образующее.
Константа гидролиза – константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.
Буферные растворы – растворы с определенной устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты с сопряженным основанием или слабого основания с сопряженной кислотой.
Величина pН буферного раствора мало изменяется при добавлении небольших количеств свободной сильной кислоты/щелочи, при разбавлении или концентрировании.
Значение рН буферного раствора можно рассчитать по формуле
pH = pK+lg[A-]/[HA]
pK– отрицательный десятичный логарифм от константы диссоциации кислоты.
39. Окислительно-восстановительные процессы как реакции переноса электрона. Окислители и восстановители. Классификация ОВР. Составление уравнений ОВР, протекающих в водных растворах. Роль среды в ОВР. Метод ионно-молекулярных полуреакций.
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) (реакции окисления-восстановления) происходят с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. При окислении веществ степень окисления элементов возрастает, при восстановлении - понижается.
Окисление — процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.
При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.
В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см.Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.
Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:
окислитель + e− ↔ сопряжённый восстановитель.
Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.
При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидовметаллов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жирови др.
Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:
восстановитель — e− ↔ сопряжённый окислитель.
Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.