Полезное:
Как сделать разговор полезным и приятным
Как сделать объемную звезду своими руками
Как сделать то, что делать не хочется?
Как сделать погремушку
Как сделать так чтобы женщины сами знакомились с вами
Как сделать идею коммерческой
Как сделать хорошую растяжку ног?
Как сделать наш разум здоровым?
Как сделать, чтобы люди обманывали меньше
Вопрос 4. Как сделать так, чтобы вас уважали и ценили?
Как сделать лучше себе и другим людям
Как сделать свидание интересным?
Категории:
АрхитектураАстрономияБиологияГеографияГеологияИнформатикаИскусствоИсторияКулинарияКультураМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОхрана трудаПравоПроизводствоПсихологияРелигияСоциологияСпортТехникаФизикаФилософияХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника
|
Способы выражения концентрации растворов
Концентрация является важной характеристикой раствора: она определяет относительное содержание компонентов в растворе. Используются различные способы выражения концентрации растворов. Молярная концентрация - это количество вещества, содержащееся в одном литре раствора (моль/л): , где: - количество вещества Х (моль); V(р-ра) - объём раствора (л).
Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация) - это число молей эквивалентов вещества, содержащихся в одном литре раствора (моль/л): , где: - количество вещества эквивалентов (моль); - фактор эквивалентности; V(р-ра) - объём раствора (л).
Моляльная концентрация - это количество вещества, содержащееся в одном килограмме растворителя (моль/кг): , где: - количество вещества Х (моль); m (р-ля) - масса растворителя (кг).
Массовая доля равна отношению массы растворённого вещества к массе раствора (безразмерная величина): , где: т (Х) - масса растворенного вещества (г); т (р-ра) - масса раствора (г).
Молярная доля равна отношению количества растворённого вещества к общему количеству веществ в растворе (безразмерная величина): , где: п (Х) - количество растворенного вещества (моль); - общее количество вещества всех компонентов раствора.
1.6.1. Ионно-молекулярные (ионные) реакции обмена Все многообразие химических превращений можно подразделить на реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагентов и продуктов, и реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагентов и продуктов – окислительно-восстановительные реакции. Реакции без изменения степени окисления атомов элементов наиболее часто протекают с участием ионов в растворах, поскольку исходными реагентами таких реакций являются электролиты. Обменные ионно-молекулярные реакции с участием электролитов представляют собой процессы замещения одного иона другим одноименным ионом (катионом или анионом) в молекуле электролита. В этих реакциях ионы обладают существенно более высокой реакционной способностью по сравнению с молекулами, и поэтому скорость прямой и обратной реакций зависит от концентрации ионов, фигурирующих в левой и правой частях уравнения. Из сказанного следует, что основным фактором, влияющим на смещение равновесия в реакциях растворов электролитов, является изменение концентрации ионов, и обменные реакции преимущественно протекают в направлении образования из ионов молекулярных соединений: осадков, газов или слабых электролитов, что полностью соответствует принципу Ле-Шателье. Если ионы, фигурирующие в правой части уравнений реакций, объединяются между собой в молекулярные формы, их концентрация резко падает, что обеспечивает смещение равновесия в сторону образования таких ионов. Ионно-молекулярные или ионные уравнения реакций обмена отражают состояние электролита в растворе. В этих уравнениях сильные растворимые электролиты полностью диссоциированы и поэтому записываются в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые и газообразные вещества записываются в молекулярной форме. Растворимость электролитов в насыщенном растворе определяется произведением растворимости ПР, представляющим собой произведение концентраций ионов (катиона и аниона), находящихся в равновесии с осадком вещества, образуемого этими ионами в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам при этих ионах. Так, для осадка , находящегося в равновесии с ионами и в растворе произведение растворимости выражается равенством: ПР . Зная значение ПР, можно решать вопросы, связанные с образованием или растворением осадков в химических реакциях. Важным количественным показателем, используемым при анализе ионных реакций, является водородный показатель рН, характеризующий концентрацию ионов водорода в водных растворах (1) При этом концентрация ионов водорода связана с ионным произведением воды Кw, вытекающим из ее обратимой диссоциации (2) Константа диссоциации в соответствии с уравнением (2) определяется как (3) Поскольку концентрации [H+] и [OH–]пренебрежимо малы по сравнению с концентрацией воды, последнюю можно считать постоянной. Тогда уравнение (3) можно записать в виде = (4) где Как всякая константа, КW не зависит от концентрации Н + и ОН – в растворе. Так, если в воду добавить протонную кислоту, то концентрация ионов Н + резко возрастет. Тогда равновесие (2) заметно сместится в левую сторону, что приведет к значительному снижению концентрации ионов ОН–, но ионное произведение воды останется неизменным. Таким образом, в водных растворах концентрации Н + и ОН – в условиях постоянства температуры взаимно связаны между собой: зная концентрацию одного из них, можно определить концентрацию другого, пользуясь выражением (4). При обычной температуре =10–14. Поэтому в нейтральном растворе = = 0,5=10–7 моль/л и рН в соответствии с выражением (1) равен 7. В кислой среде и. В щелочной среде и . По аналогии с рН введен показатель рОН: (5) и показатель , равный . Тогда, логарифмируя уравнение (4), имеем: (6) Так как , то =14, и равенство (6) приводится к виду: . (7) Уравнения (6) и (7) показывают, что зная рН, можно рассчитать рОН, и наоборот, по известному значению рОН легко определяется рН.
Частным случаем ионных реакций является гидролиз солей – обменное взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Показателем глубины протекания этой реакции является степень гидролиза, определяемая как отношение концентрации гидролизованных молекул “ с ” к исходной концентрации растворенных молекул “ сO ”: (8) Гидролиз является реакцией, обратной нейтрализации, поэтому его результатом является образование пары кислота – основание. Если объектом гидролиза являются соли сильного основания и сильной кислоты, то такие соли не гидролизуются, так как обратная гидролизу реакция необратима.
Date: 2016-11-17; view: 457; Нарушение авторских прав |