Раздел 5.Способы выражения концентраций растворов. Определение рН растворов.

1. Признаки химической реакции при растворении вещества. Основные способы выражения концентраций растворов: массовая доля W, молярная концентрация С, молярная концентрация эквивалента С_э, моляльная концентрация b, титр Т.

2. Водоро́дный показа́тель, pH. Сильные кислоты, сильные основания. Степень диссоциации для сильных и слабых электролитов. Расчет рН для кислот. Расчет рН для оснований (гидроксидов).

3. Гидролиз солей. рН среды при различных случаях гидролиза.

4. Понятие о произведении растворимости.

2.14. Признаки химической реакции при растворении вещества. Подавляющее большинство химических реакций протекает в растворах. Сам процесс растворения часто можно рассматривать как химическую реакцию, т.к. между частицами растворенного вещества и растворителя возникают Ван-дер-Ваальсовы, водородные и донорно-акцепторные связи; образуются кристаллогидраты; процесс растворения сопровождается тепловым эффектом, иногда изменением цвета, объема (кроме растворов, близких к идеальным).

2.15. Основные способы выражения концентраций растворов: массовая доля W, молярная концентрация С, молярная концентрация эквивалента Сэ, моляльная концентрация b.

W =mв-ва:mр-ра×100, % С=mв-ва:×mv, моль/л Сэ=mв-ва:mэ×v, моль/л b = nВ/mА, моль/кг

2.16. Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш») — количественне выражение кислотности, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности [H⁺] водородных ионов, выраженной в молях на литр http://ru.wikipedia.org/wiki/водородный показатель. Для сильных электролитов степень диссоциации α близка к 1.

Расчет рН для кислот:	Расчет рН для оснований (гидроксидов):
рН = -lg [H^+]; [H^-] = α∙С ∙n (произведение степени диссоциации (произносится «альфа»), молярной концентрации «це» и количества ионов H^+, образующихся из одной молекулы кислоты «эн»)	рН = -14- рOН; рOН = -lg[OH^-]; [OH^-] = α∙С ∙n (произведение степени диссоциации (произносится «альфа»), молярной концентрации «це» и количества ионов OH^-, образующихся из одной молекулы гидроксида «эн»)

Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации α таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.). Для слабых электролитов α = √ Кд/C, где Кд – константа диссоциации (из хим. справочников), С - молярная концентрация, моль/л.	Сильные кислоты	Сильные основания
HCl	LiOH
HClО4	NaOH
HI	KOH
HВr	CsOH
HNO3,	RbOH
H2SO4	Ba(OH)2
HMnO4	Ca(OH)2
H2CrO4	Sr(OH)2

2.17. Гидролиз солей - разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита.

Произведение растворимости (ПР, Ksp) — произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой A_mB_n, которое диссоциирует на m катионов Aⁿ⁺ и n анионов B^m-, рассчитывается по уравнению:

где [Aⁿ⁺] и [B^m-] — равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации.Из произведений растворимости можно рассчитать концентрации катионов и анионов в растворе малорастворимого электролита. Значения произведений растворимости приведены в справочниках.

Дата добавления: 2015-07-15