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 К_w, 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, К_W 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 “ с_O ”:

(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.