Способы выражения концентрации растворов

⇐ ПредыдущаяСтр 11 из 21Следующая ⇒

Концентрация растворов определяется количеством вещества, содержащемся в определенном объеме (или определенной массе) раствора или растворителя в зависимости от того, что выбрано в качестве меры измерения.

Наиболее употребительны следующие концентрации.

1. Массовая (весовая) процентная концентрация (С %) определяется числом граммов (весовых частей) растворенного вещества в 100 г. (в.ч.) раствора.

где m – масса, г.

Массу раствора можно выразить через его объем V мл и плотность r, г/мл.

m_р-ра = V×ρ.

Молярная концентрация, молярность (С_м) определяется числом молей растворенного вещества в 1 литре раствора (моль/л):

где V_р-ра – объем раствора, мл; М – мольная масса вещества, г/моль; – число молей вещества в V мл. раствора.

Эквивалентная, нормальная концентрация нормальность (С_н) определяется числом эквивалентов растворенного вещества в 1 литре раствора, (экв/л, н, N):

С_н ,

где m_э – эквивалентная масса вещества, г/моль; – число эквивалентов вещества в V мл раствора.

Эквивалентная масса вещества рассчитывается по формуле

где М – мольная масса вещества, г/моль; n – число атомов электроположительной части вещества; В – валентность.

Моляльная концентрация, моляльность (C_m) определяется числом молей растворенного вещества в 1 кг растворителя, (моль/кг):

где М - мольная масса вещества, г/моль; m_в-ваи m_{раств-ля}– соответственно массы растворенного вещества и растворителя, г; – число молей вещества.

Титр раствора (Т) определяется числом граммов растворенного вещества в 1 мл раствора (г/мл):

Титр также можно вычислить по формуле (г/мл):

где С_н – нормальная концентрация; экв/л; m_Э – эквивалентная масса вещества, г/моль.

Свойства растворов

Согласно закону Рауля повышение температуры кипения t_кип или понижение температуры кристаллизации t_крист раствора прямо пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества:

Δt_кип = К_ЭС_m,

где Δt_кип – разность между температурами кипения раствора и чистого растворителя, °С, т. е. повышение температуры кипения; К_Э – эбуллиоскопическая константа растворителя; С_m – моляльная концентрация раствора,

где М - мольная масса вещества, г/моль; m_в-ваи m_{раств-ля} – соответственно массы растворенного вещества и растворителя, г.

Температура кристаллизации раствора определяется по формуле

Δt_крист = К_к,×С_m,

где Δt_крист – разность между температурами кристаллизации чистого растворителя и раствора, т. е. понижение температуры кристаллизации, °С; К_к – криоскопическая константа растворителя; С_m – моляльная концентрация раствора.

Для воды К_Э = 0,52°; К_Э = 1,86°.

Температура кипения

t_кип = 100 + Δt_кип,t_крист = 0 - Δt_крист.

Растворы электролитов

Вещества, молекулы которых в растворе или расплаве распадаются на ионы и проводят электрический ток, называются электролитами. Положительно заряженные ионы называются катионами. К ним относятся, например, ионы водорода Н⁺ и металлов Меⁿ⁺. Отрицательно заряженные ионы называются анионами. К ним относятся ионы кислотных остатков (SO₄²^-, Cl^-, СO₃²^- и др.) и гидроксид-ионы ОН^-.

Процесс распада вещества на ионы называется электролитической диссоциацией.

Например, молекула соляной кислоты диссоциирует в водном растворе:

НСl = Н⁺ + Сl^-.

Все электролиты условно делятся на сильные и слабые. Количественной характеристикой электролитов является степень диссоциации a – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n¢), к общему числу растворенных молекул (n):

a = n¢/n.

Сильные электролиты полностью распадаются на ионы (a » 1 или » 100 %). К ним относятся:

кислоты - Н₂SO₄, НNO₃, HCl, HBr, HJ, НMnO₄, HСlO₄, H₂CrO₄;

основания – LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, Са(ОН)₂, Bа(ОН)₂, Sr(ОН)₂;

cоли – почти все растворимые в воде.

Слабые электролиты не полностью распадаются на ионы (a < 3 %). К ним относятся все остальные кислоты, основания и некоторые соли.

Процесс диссоциации во всех случаях является обратимым, поэтому при написании уравнений реакции диссоциации применяется знак обратимости Û.

Слабые электролиты характеризуются константой диссоциации К_д. Это есть отношение произведения концентраций ионов в растворе, возведенных в степени, соответствующие стехиометрическим коэффициентам уравнения диссоциации, к концентрации недиссоциированных молекул. Например:

Н₂S Û 2H⁺ + S²^-,

где [ ] – концентрация.

Сильные электролиты диссоциируют в одну стадию:

H₂SO₄ Û 2H⁺ + SO₄²^-,

Ba(OH)₂ Û Ba²⁺ + 2OH^-,

Na₂CO₃ Û 2Na⁺ + CO₃²^-.

Слабые электролиты диссоциируют в две или более стадий:

1. Н₂CO₃ Û Н⁺ + НCO₃^- – I стадия.

НCO₃^- Û Н⁺ + CO₃²^- – II стадия.

Суммарно процесс идет так:

Н₂CO₃ Û 2Н⁺ + CO₃²^-.

2. Mg(OH)₂ Û MgOH⁺ + OH^- – I стадия.

MgOH⁺ Û Mg²⁺ + OH^- – II стадия.

Суммарно процесс идет так:

Mg(ОН)₂ Û Mg²⁺ + 2OH^-.

Ионообменные реакции

Это реакции, идущие в растворах между ионами. Сущность их выражается ионными уравнениями, которые записываются так:

сильные электролиты пишутся в виде ионов, а слабые электролиты, газы, осадки (твердые вещества) – в виде молекул, независимо от того в какой части уравнения они находятся: левой или правой.

Задачи:

1. AgNO₃ + HCl = AgCl¯ + HNO₃ – молекулярное уравнение;

Ag⁺ + NO₃^- + H⁺ + Cl^- = AgCl¯ + H⁺ + NO₃^- – ионное уравнение.

Если одинаковые ионы в обеих частях уравнения сократить, то получится краткое, или сокращенное, ионное уравнение:

Ag⁺ + Cl^- = AgCl¯.

CO₂