Содержание
- 2. Несколько индивидуальных веществ могут образовывать гетерогенные системы: а) механические смеси; б) дисперсные системы; гомогенные системы: а)
- 3. Растворы – это гомогенные системы, состоящие из двух или более веществ, относительные количества которых могут изменяться
- 4. По агрегатному состоянию растворы различают : а) газообразные, б) жидкие и в) твёрдые
- 5. В растворе выделяют растворённое вещество и растворитель. Растворителем называют то вещество, которое в чистом виде существует
- 6. Состав раствора Наиболее часто для выражения состава раствора употребляются следующие величины: а) доля и б) концентрация.
- 7. Массовая доля растворённого вещества (ω) отношение массы растворённого вещества к общей массе раствора. mрастворенного вещества ∙
- 8. Например В 5 кГ раствора содержится 750 г хлорида калия. Рассчитать массовую долю растворенного вещества. Решение
- 9. Объёмная доля растворенного вещества отношение объёма растворён-ного вещества к сумме объемов растворённого вещества и растворителя до
- 10. Мольная доля растворенного вещества отношение числа молей растворённого вещества к общему числу молей всех веществ, образующих
- 11. Массовая концентрация раствора (А) количество растворённого вещества в 1000 мл раствора. Обычно пользуются единицей г/л. Растворимость
- 12. Молярная концентрация раствора /молярность/ ( См) количество растворённого вещества в молях в 1000 мл раствора.
- 13. Например В 100 мл раствора содержится 25,2г сульфита натрия. Рассчитать молярную концентрацию раствора. Решение. Рассчитаем молярную
- 14. Моляльная концентрация раствора /моляльность/ (Сm) количество растворённого вещества в молях в 1000 г растворителя.
- 15. Например В 250 г воды растворено 50г йодида натрия. Рассчитать моляльную концентрацию раствора. Решение. Рассчитаем молярную
- 16. Эквивалентная концентрация раствора /нормальность/ (Сн) количество растворённого вещества в эквивалентах в 1000 мл раствора.
- 17. Химическим эквивалентом называется такое количество вещества, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то
- 18. Формулы для вычисления эквивалентных масс сложных веществ Экислоты = Мкислоты / основность кислоты Например Серная кислота
- 19. Формулы для вычисления эквивалентных масс сложных веществ Эоснования = Моснования / кислотность основания Например Гидроксид бария
- 20. Формулы для вычисления эквивалентных масс сложных веществ М соли Э СОЛИ = ------------------------------------ Число атомов металла
- 21. Тепловой эффект растворения (энтальпия растворения) Растворение – физико-химический процесс. Процессы растворения сопровожда-ются выделением или поглощением тепла.
- 22. При растворении веществ в жидком растворителе происходят два процесса: 1.Процесс разрушения химичес-ких и межмолекулярных связей в
- 23. 2. Процесс образования связи между молекулами (ионами) растворённого вещества и молекулами растворителя (процесс называется сольватация), сопровождающийся
- 24. Теплота растворения включает в себя два слагаемых: ΔНраств. = ΔНразруш.+ ΔНсольват.
- 25. Если ΔНразруш. > ΔНсольват., ΔНраств. > 0, т.е. при растворении наблюдается эндотермический тепловой эффект (раствор охлаждается).
- 26. Если ΔНразруш. ΔНраств. т.е. при растворении наблюдается экзотермический тепловой эффект (раствор нагревается). Это происходит при растворении
- 27. При растворении происходит химическое взаимодействие растворённого вещества и растворителя. Образующиеся при этом соединения называются сольватами, а
- 28. Взаимодействие происходит за счёт сил Ван-дер-Ваальса, поэтому сольваты (гидраты) – соединения менее прочные, чем обычные химические
- 29. Однако для большинства соединений при переходе растворенного вещества из раствора в твёрдую фазу (процесс кристаллизации) вместе
- 30. Например Na2SO3 – безводный, М(Na2SO3) = 126г/мол; Na2SO3 · 7H2O – кристаллический. М(Na2SO3·7H2O) =252г/мол. Отсюда следует,
- 31. Свойства растворов
- 32. Давление насыщенного пара над раствором
- 33. Переход молекул вещества из жидкости в газообразное состояние называется испарением. Обратный переход из газо-образного состояния в
- 34. Если жидкость находится в замкнутом сосуде, то достигается равновесие, когда скорость испарения жидкости равна скорости конденсации
- 35. Давление, которое оказывает пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют давлением насыщенного пара этой жидкости. Это
- 36. Давление насыщенного пара зависит от природы жидкости и температуры и не зависит от количества жидкости.
- 37. Поверхность раствора вещества менее летучего, чем растворитель, в отличие от поверхности растворителя частично занята молекулами растворённого
- 38. Поэтому число молекул растворителя, испаряющихся за единицу времени с единицы поверхности раствора меньше, чем с единицы
- 39. Следовательно, при одной и той же температуре давление насыщенного пара над раствором всегда будет ниже давления
- 40. Количественно эта зависимость выражается законом Р. Рауля: «В идеальных растворах при постоянной температуре величина относительного понижения
- 41. (Р0 – Р) / Р0 = N , где Р0 - давление насыщенного пара растворителя, Р
- 42. Идеальный раствор – раствор, в котором межмолекулярные силы равны. Если растворенное вещество А и растворитель В
- 43. Температура кипения и температура замерзания раствора
- 44. По мере повышения температуры жидкости в открытом сосуде давление насыщенного пара над ней растёт до тех
- 45. Кипение - это процесс испарения жидкости в объеме жидкости
- 46. Температура, при которой давление насыщенного пара жидкости становится равным внешнему давлению, называется температурой кипения жидкости
- 47. Над твёрдыми телами также есть пар, который определяет давление насыщенного пара твердых веществ. Температура замерзания (кристаллизации)
- 48. Согласно закону Р. Рауля давление насыщенного пара над раствором нелетучего вещества ниже давления пара над чистым
- 49. Р b а а1 101,3кПа лед жидкость о о1 пар с Δ Тзамерзания ΔТкипения Т
- 50. Следовательно, при одном и том же внешнем давлении температура кипения раствора выше температуры кипения чистого растворителя,
- 51. Количественно эта зависимость установлена Р Раулем: «Повышение температуры кипения или понижение темпера-туры замерзания идеального раствора не
- 52. ΔТкип. = Е · Сm , ΔТзам. = К · Сm , где Сm – моляльная
- 53. Эбулиоскопическая постоянная показывает повышение темпера-туры кипения, а криоскопическая постоянная понижение темпера-туры замерзания раствора, в котором в
- 54. Неэлектролиты и электролиты
- 55. Свойства растворов относятся к коллигативным свойствам, т.е. к таким свойствам, которые зависят от концентрации частиц в
- 56. Например При растворении 0,1 моля хлорида натрия в 1000 г воды понижение температуры замерза-ния раствора составило
- 57. Ван-Гофф ввел в уравнение Р.Рауля поправочный коэффи-циент, который назвал изотони-ческим коэффициентом – отношение наблюдаемого значе-ния к
- 58. Растворы, в которых не происходит диссоциация растворенного вещества на ионы, называются растворами неэлектролитов. Система характеризуется отсутствием
- 59. Растворы, в которых растворен-ное вещество распадается на ионы, называются растворами электро-литов. Растворы электролитов являются ионными проводниками.
- 60. Теория электролитической диссоциации Аррениуса 1.При растворении электролитов происходит диссоциация (распад) их молекул на заряженные частицы –
- 61. Согласно современной теории растворов диссоциация происходит в результате взаимодействия структурных частиц растворённого вещества (молекул, ионов) с
- 62. Хорошо диссоциируют вещества с ионной и ковалентной полярной связью. Неполярные и мало-полярные вещества не диссоциируют или
- 63. На диссоциацию электролитов в значительной степени влияет полярность растворителя. Чем выше полярность растворителя, тем выше степень
- 64. Диссоциация кислот: НСl = H+ + Cl- H2SO4 = 2H+ + SO42- CH3COOH ⇔ H+ +
- 65. Диссоциация оснований: NaOH = Na+ + OH- Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH- NH4OH ⇔ NH4+ +
- 66. Диссоциация солей: NaCl = Na+ + Cl- NiSO4 = Ni2+ + SO42- K3PO4 = 3K+ +
- 67. Сильные и слабые электролиты
- 68. Изучение коллигативных свойств растворов электролитов показало, что в растворах присутствуют наряду с ионами и молекулы, так
- 69. Долю молекул, распавшихся на ионы, характеризуют степенью диссоциации (α). Степень диссоциации – отношение числа распавшихся на
- 70. Например КА ⇔ К+ + А- α = 20 %. Это значит, что из 100 молекул
- 71. Электролиты, для которых при эквивалентной концентрации растворов Cн = 0,01-0,1мол/л, степень диссоциации (α) больше 50% относят
- 72. К сильным электролитам относятся: соли растворимые в воде; основания элементов I и II групп главных подгрупп
- 73. Электролиты, для которых при эквивалентной концентрации растворов Cн = 0,01-0,1мол/л, степень диссоциации (α) меньше 50 %
- 74. К слабым электролитам относятся: соли не растворимые в воде; основания не растворимые в воде, за исключением
- 75. Слабые электролиты имеют различную степень диссоциации, которая зависит от концентрации электролита и температуры раствора.
- 76. Чтобы исключить влияние концентрации электролита для характеристики диссоциации, используют константу диссоци-ации.
- 77. Так как диссоциация является обратимым процессом КА К+ + А-, то по закону действующих масс: Vпр
- 78. Константа равновесия в этом случае характеризует электроли-тическую диссоциацию электроли-та и называется константой диссоциации / KД /.
- 79. Например Для одной и той же температуры KД (NH4OH) = 1,79∙10-5; KД (СН3СООН) = 1,75∙10-5; KД
- 80. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель. Нейтральная, кислая и основная среды
- 81. Вода является очень слабым электролитом. Электролитическая диссоциация воды выражается следующим уравнением: Н2О Н+ + ОН-
- 82. Это обратимый процесс. Константа диссоциации воды запишется: KД = [Н+] ∙ [ОН-] / [Н2О], умножим левую
- 83. Это уравнение показывает, что при постоянной температуре произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная.
- 84. Растворы, в которых [Н+] = 10-7 мол/л – нейтральные растворы. В нейтральных растворах присутствуют ионы H+
- 85. Растворы, в которых [Н+] > 10-7 мол/л – кислые растворы. В кислых растворах присутствуют ионы H+
- 86. Растворы, в которых [Н+] В щелочных растворах присутствуют ионы H+ и OH-. Однако концентрация ионов H+
- 88. Скачать презентацию