Презентація на тему розчини скачати

План. 1. Введення. Основні терміни. 2. Типи розчинів. 3. Процеси, що відбуваються при розчиненні. 4. Способи вираження концентрації розчинів. 5. Розчини електролітів. Ступінь і константа дисоціації. 6. Дисоціація води, рН, гідроліз солей. Твір розчинності. Буферні розчини. 7. Розчинність газів, твердих і рідких речовин в рідинах. 8. Властивості розбавлених розчинів.

Розчин - знаходиться в стані рівноваги гомогенна система змінного складу. розчинник розчиняє речовину розчин ентропія система досягає рівноваги процес мимовільний і незворотний ΔG

Рідкі: рідина - газ (СО2 у воді, HCl, NH3 у воді) рідина - рідина (спирт С2Н5ОН у воді, бром Br2 в воді, оцтова кислота СН3СООН в воді) рідина - тверда речовина (сіль KCl в воді, цукор у воді, йод I2 в спирті). РОЗЧИНИ: РІДКІ І ТВЕРДІ Твердий розчин - кристал, кристалічна решітка якого побудована з двох або кількох компонентів: сплави металів, солей, оксидів. розчини: - іонного типу (розчини електролітів), проводять електричний струм - молекулярного типу (розчини неелектролітів), не проводять електричний струм.

РОЗЧИННІСТЬ - здатність розчинятися! коефіцієнт розчинності - маса речовини, при розчиненні якої в 100 г розчинника при даній температурі, утворюється насичений розчин (залежить від температури, при якій відбувається розчинення.). Ненасичені РАСТВОР- розчинено речовини менше розчинності пересичений розчин - розчинено речовини більше розчинності Іноді: розчинність  концентрація насиченого розчину

Кристали KCl в його пересиченому водному розчині

емпіричне правило розчинення: Подібне розчиняється в подібному: полярне - в полярному, неполярні - в неполярному. йод I2 в спирті KMnO4 і CCl4 в воді

Концентрація речовини в розчині - кількість розчиненої речовини в певній масі або об'ємі розчину або розчинника. Способи вираження концентрації: Масова С (г \\ л, мг \\ л), титр (мг \\ мл, мкг \\ мл). Масова частка або відсоток (0,5; 50%.) Ω = m (X) / mр-р ω = m (X) / mр-р • 100% 3. Молярна (моль \\ л, мкмоль \\ л ... ) СМ = n / V р-р = m / (M • V р-р) 4. Молярна концентрація еквівалента (нормальна), (моль \\ л) Се = nе / Vр-р = m / (Mе • Vр-р) 5. Моляльна (моль розчиненої \\ кг розчинника) Сm = n / mр-ль = m / (M • mр-ль) 6. Об'ємна частка або відсоток (0,7; 70%.) ω = V (X) / V, ω = V (X) / V • 100%

При розчиненні відбуваються процеси: 1. змочування 2. руйнування кристалічної решітки твердого речовини 3. сольватация (гідратація, якщо розчинник - вода) - взаємодія частинок речовини, що розчиняється з молекулами розчинника 4. дисоціація - розпад молекул на іони. Розчинення кристала KCl в воді і освіту гідратованих іонів KCl = K + + Cl─ + _ Диполь води

У водних розчинах гідратація - 1 стадія дисоціації і головна її причина. 2 стадія - поляризація зв'язку: під дією диполів води відбувається сильне зміщення пов'язують електронів і зв'язок стає іонної. 3 стадія - власне дисоціація - руйнування поляризованої молекули і освіту гідратованих іонів. HCl + 2H2O (Н +) → (ОН) ─ (H +) → (Cl─) (Н +) → (ОН─) (Н2О) H + + (Н2О) Cl─ ступінь дисоціації - відношення числа молекул, що розпалися на іони, до загальної кількості молекул, введених в розчин: α = NИ / N, (частки або відсотки) NИ - число молекул, що розпалися на іони; N - число молекул, введених в розчин.

30% майже всі солі; кислоти (H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3), підстави (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, LiOH, Ba (O "> 30% майже всі солі, кислоти (H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3) , підстави (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, LiOH, Ba (OH) 2). слабкого електроліту: погано дисоціюють на іони, α "> 30% майже всі солі, кислоти (H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3 ), підстави (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, LiOH, Ba (O "title =" сильних електролітів: добре дисоціюють на іони, α> 30% майже всі солі, кислоти (H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3 ), підстави (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, LiOH, Ba (O ">

Сильних електролітів: добре дисоціюють на іони, α> 30% майже всі солі; кислоти (H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3), підстави (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, LiOH, Ba (OH) 2). Слабкого електроліту: погано дисоціюють на іони, α

Ступінь дисоціації залежить: - Природа електроліту; - природа розчинника: чим ↑ ε розчинника, тим ↑ α; - концентрація розчиненої речовини - закон розведення Оствальда: Кдісс = (С • α2) / (1-α) = const при даній Т Слабкий електроліт α

10─7> [ОН─] рН 7> рОН. ">

Н2О ↔ Н ++ ОН─ або 2Н2О ↔ Н3О ++ ОН─ + 56,6 кДж / моль α ≈ 2 • 10─9, амфотерні властивості Кд = ([Н +] • [ОН─]) / [Н2О] = const при Т = const Кд • [Н2О] = [Н +] • [ОН─] 1,8 • 10─16 • 55,5 = [Н +] • [ОН─] [Н +] • [ОН─] = 10─14- іонний добуток води, = const при 298 К [Н +] = [ОН─] = √10─14 = 10─7. -lg ([Н +] • [ОН─]) = -lg10─14 -lg [Н +] + (-lg [ОН─]) = -lg10─14 рН + рОН = 14 = const рН = -lg [ H +] - водневий показник - показник концентрації іонів водню; рОН = -lg [OH─] - гідроксильний показник - показник концентрації гідроксид-аніонів [Н +] = [ОН─] = 10─7 і рН = рОН = 7 нейтральне середовище Для кислих розчинів: [Н +]> 10─7 > [ОН─] рН 7> рОН.

У загальному випадку гідроліз - обмінна реакція між речовиною і водою (від грец. Hеdor - вода і lysis - розкладання). Гідроліз солі - взаємодія солі з молекулами води, що приводить до утворення слабо диссоциирующих з'єднань. Механізм гідролізу солей полягає в поляризаційному взаємодії іонів солі з їх гідратної оболонкою: Al3 + OH─ ---- H + Al3 + OH─ + Al3 + + OH --- H H + + (AlOH) 2+ - слабо дисоціює СО32─ Н + --- ОН─ СО32─ H + Н + + ОН─ СО3 2─ + Н --- ОН ОН─ + (НСО3) ─ - слабо дисоціює

Сильним поляризующим дію мають: катіони d-елементів (Al3 +, Zn2 +, Cr3 +, Cu2 +, Ag +, Au3 + і ін.), Аніони слабких кислот (CO32─, PO43─, SO32─, SiO32─ і ін.), Mg2 +. У загальному випадку: 1) ↑ заряду іона 2) ↓ радіуса іона Сильне поляризующее дію

ТИПИ гідролізу: 1) Гідроліз по катіону - гідроліз солей, утворених слабкою основою і сильною кислотою: NH4Cl + HOH ↔ NH4OH + HCl NH4 + + HO --- H + Cl─ ↔ NH4OH + Cl─ + H + pH 7 ">

3) Повний гідроліз - гідроліз солей, утворених слабкою кислотою і слабкою основою: NH4CN + HOH ↔ NH4OH + HCN NH4 + + HO --- H + CN─ ↔ NH4OH + HCN 2) Гідроліз по аніону - гідроліз солей, утворених слабкою кислотою і сильною підставою: K3PO4 + HOH ↔ K2HPO4 + KOH 3K + + PO43─ + H --- OH ↔ 3K + + HPO42─ + OH─ pH> 7

Рівновага між осадом малорастворимого сильного електроліту і насиченим розчином: Твір розчинності: AgCl  Ag + + Cl─ [AgCl] = const Kp • [AgCl] = [Ag +] [Cl─] = const = ПР = 1,7 • 10 ─10

ПР [Ca2 +] [CO32─]> 4,8 • 10─9 Випадає осад СаСО3 [Ca2 +] [CO32─] ПР [Ca2 +] [CO32─]> 4,8 • 10─9 Випадає осад СаСО3 [Ca2 +] [CO32 ─] ПР [Ca2 +] [CO32─]> 4,8 • 10─9 Випадає осад СаСО3 [Ca2 +] [CO32─] ПР [Ca2 +] [CO32─]> 4,8 • 10─9 Випадає осад СаСО3 [Ca2 +] [CO32─]

ПР (CaCO3) = 4,8 • 10─9 Приклад: [Ca2 +] [CO32─]> ПР [Ca2 +] [CO32─]> 4,8 • 10─9 Випадає осад СаСО3 [Ca2 +] [CO32─]

Буферні розчини - Розчини з постійним значенням рН 1) Слабка к-та + сіль цієї к-ти СН3СООН  СН3СОО─ + Н + СН3СООNa → CH3COO─ + Na + + к-та Н + Н + + СН3СОО─ → СН3СООН рН не змінюється + підставу ОН─ ОН─ + Н + → Н2О ОН─ + СН3СООН → → СН3СОО─ + Н2О рН не змінюється

2) Слабке підставу + сіль цього підстави NH4OH  NH4 + + OH─ NH4Cl → NH4 + + Cl─ + к-та Н + + підставу ОН─ H + + OH─ → H2O OH─ + NH4 + → NH4OH рН не змінюється рН не змінюється H + + NH4OH → NH4 + + H2O

0 При нагріванні розчинність ↓ При нагріванні розчинність ↑ ">

Розчинність твердих і рідких речовин в рідинах не залежить від тиску, але залежить від температури. Розчинення супроводжується виділенням Q ΔH 0 При нагріванні розчинність ↓ При нагріванні розчинність ↑

Гази розчиняються в рідинах: За рахунок сил ван-дер-Ваальса Наприклад, О2 і N2 в Н2О за рахунок хімічної взаємодії з молекулами розчинника NH3 (г) + H2O (ж) → NH4 + (р) + OH- (р)

Розчинність газів в рідинах залежить від тиску. закон Генрі: С (Х) = Кг (Х) • р (Х) С (Х) - молярна концентрація газу в насиченому розчині, моль / л; р (Х) - парціальний тиск газу над розчином, Па; Кг (Х) - постійна Генрі для газу Х, моль · л-1 · Па-1. Вона залежить від природи газу, розчинника і температури. розчинність газів в рідинах зменшується при розчиненні в них електролітів, тому що електроліти при дисоціації пов'язують молекули води З-н Генрі справедливий тільки при невисоких тисках і тільки для газів, які не взаємодіють хімічно з розчинником.

незалежні від природи розчиненої речовини, а тільки від кількості розчинених часток - Колігативні властивості. Основна причина - зменшення кількості вільних молекул розчинника. Властивості розведених розчинах ТВЕРДИХ нелетких речовин В РІДИНИ Залежні від природи розчиненої речовини (колір, щільність і ін.)

Осмотичний тиск - міра прагнення розчинника до переходу через напівпроникну перегородку в даний розчин. Воно чисельно дорівнює тому тиску, який треба прикласти до розчину, щоб осмос припинився. розчинник напівпроникну ПЕРЕГОРОДКА

1 - ізотонічний коефіцієнт - у скільки разів ↑ Див іонів за рахунок дисоціації ">

Чим більше число молекул або іонів в розчині, тим більше осмотичний тиск розчину. Для розчину не електролітів:  = СмRT, См - молярна концентрація розчину, моль / л, R - універсальна газова стала, T - абсолютна температура, К. Для розчинів електролітів:  = i СмRT, Р-р цукру при 293К  = 4 , 36 • 105Па Морська вода  = 2,83 • 106Па i> 1 - ізотонічний коефіцієнт - у скільки разів ↑ Див іонів за рахунок дисоціації

Курячі яйця після експерименту по осмосу

Клітини крові після витримки в різних розчинах Щоб цього не сталося Буферні системи крові

Зниження тиску пари розчинника над розчином - закон Рауля: Δp / p0 = n в / (n в + n0) Δp - зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином; p0 - тиск насиченої пари чистого розчинника; nв - кількість молей розчиненої речовини; n0 - кількість молей розчинника; nв / (n в + n0) - молярна частка розчиненої речовини. Чим більше молярна частка розчиненої речовини, тим сильніше зменшується над розчином тиск насиченої пари розчинника. Частинки розчиненої речовини утримують молекули розчинника

Температура замерзання розчинів нижче, ніж температура замерзання чистого розчинника; зниження температури ΔТз = ККР • Сm Сm - моляльна концентрація розчину, моль / кг р-ля, ККР - кріоскопічна константа розчинника; для води ККР = 1,86 (оС • кг) \\ моль. ΔТз = ККР • Сm • i Чи не електроліти Електроліти Наприклад, хлоридом кальцію можна знизити температуру замерзання води з 00С до -55оС.

Ке - ебуліоскопічна константа розчинника, для води Ке = 0,512 (оС • кг) \\ моль, Температура кипіння розчинів вище, ніж температура кипіння чистого розчинника; підвищення температури кипіння Чи не електроліти Електроліти ΔТк = Ке • Сm, ΔТк = Ке • Сm • i