РАСТВОРЫ
Лекция 9-10
1. Общая характеристика растворов
• Раствор – это однородная система,
состоящая из двух и более компонентов.
• Условно один из компонентов раствора
называется растворителем, другие –
растворенными веществами.
• Одним из самых распространенных
растворителей является вода H2O.
Растворы
газообразные
жидкие
твердые
В дальнейшем в курсе будут рассматриваться
жидкие растворы.
Соотношение компонентов в растворе определяется
концентрацией.
1) молярная концентрация (молярность) СМ –
число молей растворенного вещества,
содержащихся в 1 литре раствора.
[СМ] = моль/л
СМ
m р .в .
n
 
V М р .в .  V
n – количество вещества (моль),
V – объем (л),
М(р.в.) – молярная масса растворенного вещества.
2) молярная концентрация
эквивалентов(нормальность) СН –
число молей эквивалента растворенного вещества,
содержащихся в 1 литре раствора.
[СН] = моль/л
m р .в .
nЭ
СН 

V М Э( р .в .)  V
nЭ – количество вещества эквивалента (моль),
V – объем (л),
МЭ(р.в.) – молярная масса эквивалента растворенного
вещества.
3) процентная концентрация С% –
масса растворенного вещества,
содержащегося в 100 г раствора.
С% 
m р .в .
m р  ра
 100%
4) моляльная концентрация (моляльность) Сm –
число молей растворенного вещества,
приходящихся на 1 кг растворителя.
[Сm] = моль/кг
Сm 
m р .в .  1000
М р .в .  m р  ля
mр-ля – масса растворителя, выраженная в граммах.
По способности проводить электрический ток
различают 2 типа растворов –
 растворы электролитов (проводят электрический
ток),
 растворы неэлектролитов (не проводят
электрический ток).
2.Электролитическая диссоциация
Молекулы электролитов при растворении распадаются на
ионы – положительно заряженные катионы и
отрицательно заряженные анионы.
Раствор в целом электронейтрален.
Различные вещества диссоциируют по-разному.
Степень диссоциации  - это отношение числа молекул,
распавшихся на ионы,
к общему числу растворенных молекул.
По величине степени диссоциации электролиты
делятся на группы:
α < 0,03 (< 3%) - слабые электролиты,
0,03 < α < 0,3 (< 30%) - электролиты средней силы,
α > 0, 3 (> 30%) - сильные электролиты.
Диссоциация характеризуется константой
равновесия,
которая называется константой диссоциации Кд
АВ
А+ + В-
СА   СВ 
К д  КС 
САВ
3. Диссоциация кислот, оснований,
солей
Кислоты – электролиты, при диссоциации которых
образуются катионы только вида Н+ .
HCl
H+ + Cl-
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, на
каждой ступени отщепляется один ион Н+ ,
поэтому число ступеней диссоциации – это число
атомов Н в кислоте (основность).
Например, H3PO4
I ступень
H3PO4
1  28%
H+ + H2PO4К д1 
СН   СН
2 РО 4

СН 3 РО 4
 7,52  10 3
II ступень
H2PO4 -
2  1,2%
H+ + HPO42Кд2 
СН   СНРО 2
4
СН
2
РО4

 6,31  10 8
III ступень
HPO4 2-
 3  0,001%
H+ + PO43Кд3 
СН   СРО 3
4
СНРО 2
 1,26  1012
4
Полная диссоциация
H3PO4
3 H+ + PO43Кд 
С3Н   СРО 3
4
СН 3 РО4
Основания – электролиты, при диссоциации которых
образуются анионы только вида ОН-.
КОН
К+ + ОНОснования диссоциируют ступенчато, на каждой
ступени отщепляется одна гидроксогруппа ОН- ,
поэтому число ступеней диссоциации – это число ОНгрупп в основании.
Например, Ва(ОН)2
I ступень
Ва(ОН)2
ВаОН+ + ОНII ступень
ВаОН+
Ва2+ + ОНПолная диссоциация
Ва(ОН)2
Ва2+ + 2 ОН-
Соли – сильные электролиты, при диссоциации
которых образуются катионы металла и анионы
кислотных остатков (исключение – соли аммония
NH4+).
FeCl3
FeCl2+ + Cl- ; Kд1 = 25
FeCl2+ + Сl- ; Kд2 = 0,8
FeCl2+
FeCl2+
Fe3+ + Cl- ; Kд3 = 0,2
Кд близки, поэтому можно считать диссоциацию
солей одноступенчатой и полной, т.е.
FeCl3
Fe3+ + 3 Cl-
4. Ионные реакции обмена
Это реакции между сложными веществами, в которых
они обмениваются составными частями.
Эти реакции протекают без изменения степени
окисления с.о.
Ионные реакции обмена записывают в 3 строчки:
1) молекулярная форма;
2) полная ионная форма;
3) сокращенно-ионная форма.
При написании уравнений в ионной форме все сильные
электролиты расписывают на ионы,
нельзя расписывать:
1) осадки (таблица растворимости),
2) слабые электролиты (например, Н2О ),
3) неэлектролиты (например, газы).
I.
•
•
•
•
Оксиды
Являются либо
- осадками (FeO),
- слабыми электролитами (Н2О),
- неэлектролитами , т.е. газами (СО2).
Не расписывать на ионы
II. Соли
• Все растворимые в воде соли – сильные
электролиты.
Расписывать все соли, кроме осадков
III. Основания
• Все растворимые в воде основания
(щелочи) – сильные электролиты,
кроме NH4OH
Расписывать все основания, кроме
осадков и NH4OH
IV. Кислоты
• Многие кислоты – слабые электролиты,
•
•
их нельзя расписывать на ионы.
Сильные электролиты:
HCl, HBr, HI, HNO3 , H2SO4 , H3PO4 .
Слабые электролиты :
HF, H2S, HNO2 , CH3COOH
SO2
H2SO3
H2CO3
H2O
Осадок: H2SiO3
CO2
H2O
Реакции обмена идут до конца, если в правой части
образуется:
1) осадок,
2) слабый электролит,
3) неэлектролит.
Примеры
1)Образование осадка

2 Fe(NO3)3 + 3 Na2S = Fe2S3
+ 6 NaNO3
 2 Fe3+ + 6 NO3- + 6 Na+ + 3 S2- = Fe2S3 + 6 Na+ + 6 NO3-
 2 Fe3+ + 3 S2- = Fe2S3
2) Образование неэлектролита (газа)
 MgCO3 + 2 HCl = MgCl2 + H2CO3
CO2
H2O
 MgCO3 + 2 H+ + 2 Cl- = Mg2+ + 2 Cl- + CO2 + H2O
MgCO3 + 2 H+ = Mg2+ + CO2 + H2O
3) Образование слабого электролита
 2 KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2 H2O
 2 K+ + 2 OH- + 2 H+ + SO42- = 2 K+ + SO42- + 2 H2O
2 OH- + 2 H+ = 2 H2O
OH- + H+ = H2O
5. Произведение растворимости
AgCl
(к)
Kд 
AgCl
(р)
Ag+ + Cl-
CAg   CC l
CAgC l
При Т=const количество AgCl в растворе неизменно,
т.к. соль очень плохо растворяется в воде, поэтому
K д  сAgCl  const  cAg  cCl  ПР
В общем случае
AmBn
mAn+ + nBmПроизведение растворимости ПР – это произведение
концентрации ионов в степенях, равных их
коэффициентам в уравнении диссоциации.
n
ПР  Сm
n  C m
A
B
ПР не зависит от концентрации.
ПР определяется, как и константа равновесия, природой
веществ и температурой.
ПР – это справочная величина.
Для однотипных труднорастворимых веществ:
чем больше ПР, тем больше растворимость
вещества.
6. Электролитическая
диссоциация воды
Вода – слабый электролит, диссоциирует по схеме:
H2O
H+ + OHВидно, что вода – амфотерный электролит.
СH   CO H
16
Kд 
 1,8  10
CH 2 O
Возьмем 1 литр воды,
ρ=1 г/мл,
m(H2O) = ρ∙V= 1г/мл∙1000 мл = 1000 г.
CH 2 O
n
m
1000г
 

 55,5моль / л  const
V M  V 18г / моль  1л
K д  CH 2O  const  1,8  10
16
 55,5  1,0  10
14
K д  CH 2O  CH   CO H  1014  K W
КW – ионное произведение воды,
это константа, не зависящая от концентрации ионов,
она зависит только от температуры.
K W  CH   CO H  1014
Водородный показатель рН
pH   lg CH 
это отрицательный десятичный логарифм
концентрации ионов водорода.
1) чистая вода
H2O
H+ + OH-
CH   CO H  x
CH   CO H  x2  K W  1014
CH   CO H  K W  1014  10 7
pH   lg CH    lg 107  7
рН=7 - нейтральная среда
2) раствор кислоты
CH   102 моль / л
CO H
CH 
K W 1014

  2  1012 (моль / л)
CH  10
>
CO H
среда кислая
pH   lg CH    lg 102  2
рН<7 – среда кислая
3) раствор щелочи
CO H  103 моль / л
CH 
KW
1014

  3  1011(моль / л)
CO H 10
CO H >
CH 
среда щелочная
pH   lg CH    lg 1011  11
рН>7 – среда щелочная
Кислая среда Щелочная среда
pH
0
7
Нейтральная
среда
14