Количество газа, растворенного в определенном объеме жидкости при постоянной температуре прямо пропорционально давлению газа.
c(X) = Kг p(X)
где c(X) – молярная концентрация газа,моль/л
Kг - константа Генри, моль/лžПа
p(X) – давление газа над раствором, Па
Влияние присутствия третьих компонентов.
Растворимость газов в жидкостях значительно снижается в присутствии электролитов (солей) Этот процесс называют высаливанием.
Закон Сеченова:
Растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов понижается.
С(X) = С0(X)ž
где С(X) – растворимость газа в присутствии электролита
С0(X) – растворимость газа в чистом растворителе
КС- константа Сеченова
Сэ- концентрация электролита
Биологическое значение законов Генри и Сеченова.
Изменение растворимости газов в крови при изменении давления может привести к тяжелым заболеванием. Кесонная болезнь у водолазов – проявление закона Генри. В соответствии с законом Сеченова растворимость кислорода и углекислого газа в крови зависит от концентрации электролитов, а также белков, липидов и других веществ.
Способы выражения концентраций растворов.
Относительное содержание компонентов в растворе определяется его концентрацией.
Молярная концентрация– это количество вещества, содержащееся в одном литре раствора (моль/л):
Эквивалентная концентрация– это число молей эквивалентов вещества, содержащихся в одном литре раствора (моль/л):
Эквивалент– это реальная или условная частица вещества, которая в кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода, а в окислительно-восстановительной эквивалентна одному электрону.
|
|
|
Масса одного моля эквивалентов называется молярной массой эквивалента вещества (Э). В разных реакциях одно и то же вещество может иметь разные эквиваленты.
Моляльная концентрация– это количество вещества, содержащееся в одном килограмме растворителя (моль/кг):
Массовая доля равна отношению массы растворенного вещества к массе раствора:
Молярная доля равна отношению количества растворенного вещества в общему количеству веществ в растворе:
К ак правило, вещество обладает определенной растворимостью в данном растворителе. Под растворимостью понимают концентрацию вещества в насыщенном растворе.
Электролитическая диссоциация электролитов.
Вещества, растворы (или расплавы) которые проводят электрический ток, называются э л е к т р о л и т а м и. Нередко электролитами называют и сами растворы этих веществ. Эти растворы (расплавы) электролитов являются проводниками второго рода, так как передача электричества осуществляется в них движением и о н о в - заряженных частиц. Частица, заряженная положительно называется катионом (Са+2), частица несущая отрицательный заряд - анионом(ОН־). Ионы могут быть простые (Са+2, Н+) и сложные (РО4 ־3, НСО3 ־2).
|
|
|
Основоположником теории электролитической диссоциации является шведский ученый С. Аррениус. Согласно теории электролитической диссоциацией называется распад молекул на ионы при их растворении в воде, причем это происходит без воздействия электрического тока. Однако эта теория не отвечала на вопросы: какие причины обусловливают появление в растворах ионов и почему положительные ионы, сталкиваясь с отрицательными, не образуют нейтральных частиц.
Свой вклад в развитие этой теории внесли русские ученые: Д.И. Менделеев, И. А. Каблуков – сторонники химической теории растворов, обращавшие внимание на влияние растворителя в процессе диссоциации. Каблуков утверждал, что растворенное вещество взаимодействует с растворителем (процесс с о л ь в а т а ц и и) образуя продукты переменного состава (с о л ь в а т ы).
Сольват представляет собой ион, окруженный молекулами растворителя (сольватная оболочка), которых может быть разное количество (именно за счет этого достигается переменный состав). Если растворителем является вода, то процесс взаимодействия молекул растворенного вещества и растворителя называется г и д р а т а ц и е й, а продукт взаимодействия - г и д р а т о м.
|
|
|
Таким образом, причиной электролитической диссоциации является сольватация (гидратация). И именно сольватация (гидратация) ионов препятствует обратному соединению в нейтральные молекулы.
Количественно процесс диссоциации характеризуется величиной степени электролитической диссоциации (α), которая представляет собой отношение количества распавшегося на ионы вещества к общему количеству растворенного вещества.Отсюда следует, что для сильных электролитов α = 1 или 100 % (в растворе присутствуют ионы растворенного вещества), для слабых электролитов 0 < α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (ионы в растворе отсутствуют). Помимо природы растворенного вещества и растворителя величинаα зависит от концентрации раствора и температуры.
Если растворителем является вода, к сильным электролитам относятся:
1) все соли;
2) следующие кислоты: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4;
3) следующие основания: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Процесс электролитической диссоциации является обратимым, следовательно, его можно охарактеризовать величиной константы равновесия, которая, в случае слабого электролита, называется константой диссоциации (КД).
|
|
|
Чем больше эта величина, тем легче электролит распадается на ионы, тем больше его ионов в растворе. Например: HF ═ H+ + F־
.
Эта величина постоянная при данной температуре и зависит от природы электролита, растворителя.
Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Например, молекулы серной кислоты в первую очередь отщепляют один катион водорода:
H2SO4 ═ Н+ + HSO4־.
Отщепление второго иона по уравнению
HSO4־═ Н+ + SO4־2
идет уже значительно труднее, так как ему приходится преодолевать притяжение со стороны двухзарядного иона SO4־2, который, конечно, притягивает к себе ион водорода сильнее, чем однозарядный ион HSO4־ . Поэтому вторая ступень диссоциации происходит в гораздо меньшей степени, чем первая.
Основания, содержащие более одной гидроксильной группы в молекуле, тоже диссоциируют ступенчато. Например:
Ba(OH)2 ═ BaOH+ + OH- ;
BaOH+ = Ba2+ + OH-.
Средние (нормальные) соли всегда диссоциируют на ионы металлов и кислотных остатков:
CaCl2 = Ca2+ + 2Cl- ;
Na2SO4 = 2Na+ + SO42-.
Кислые соли, подобно многоосновным кислотам, диссоциируют ступенчато. Например:
NaHCO3 = Na+ + HCO3- ;
HCO3- = H+ + CO3 2-.
Однако степень диссоциации по второй ступени очень мала, так что раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.
Основные соли диссоциируют на ионы основных и кислотных остатков. Например:
Fe(OH)Cl2 = FeOH2+ + 2Cl-.
Вторичной диссоциации ионов основных остатков на ионы металла и гидроксила почти не происходит.
Сильные и слабые электролиты.
Перед тем как рассматривать процесс гидролиза необходимо вспомнить сильные и слабые кислоты и основания. Так как каждая соль это продукт взаимодействия кислоты и основания, то от того какими электролитами эта соль образована будет зависеть как она будет подвергаться гидролизу (табл. 2). К сильным электролитам относятся соединения, которые характеризуются степенью диссоциации α > 30%.
Степень диссоциации электролитов.
Кроме константы диссоциации силу электролита можно определить по значению другого параметра, зависящего от концентрации раствора. Таким параметром является кажущаяся степень диссоциации которая показывает долю молекул распавшихся на ионы.
Степень диссоциации (a ) - это отношение числа распавшихся на ионы молекул (Nдис.) к общему числу молекул растворенного вещества (Nобщ.): 
Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах. Поскольку общее число молекул вещества в растворе пропорционально количеству его вещества и его молярной концентрации, то можно записать: 
где nдис. и cдис. - соответственно, количество и молярная концентрация растворенного вещества, подвергшегося электролитической диссоциации.
К сильным электролитам условно относят вещества, кажущаяся степень диссоциации которых в растворе превышает 30% (a> 0,3). При a< 3% (a< 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.
Степень диссоциации обычно определяют по данным измерения электропроводности растворов, которая прямо пропорциональна концентрации свободно движущихся ионов. При этом получают не истинные значения a, а кажущиеся значения. Они всегда меньше истинных значений a, т.к. ионы при движении к электродам сталкиваются и частично уменьшают свою подвижность, особенно при высокой их концентрации в растворе, когда возникает электростатическое притяжение между ионами. Например, истинное значение степени электролитической диссоциации HCl в разбавленном растворе равно 1, в 1 М растворе a = 0,78 (78%) при 180 С, однако, в этом растворе не содержится 22% недиссоциированных молекул HCl, практически все молекулы диссоциированы.
Электролиты, которые в разбавленном водном растворе диссоциируют практически полностью, называют сильными электролитами.
К сильным электролитам в водных растворах принадлежат почти все соли, многие неорганические кислоты (H2SO4, HNO3, HClO4, галогеноводородные, кроме HF и др.), гидроксиды s-элементов (исключение - Be(OH)2 и Mg(OH)2). Кажущиеся значения a этих электролитов находятся в пределах от 70 до 100%. Диссоциация сильных электролитов - это практически необратимый процесс:
HCl® H+ + Cl- или HCl = H+ + Cl-
С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка, основания - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием гидроксид-ионов OH- и катионов металла.
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Каждую ступень характеризуют своим значением константы диссоциации, например: 
В связи со ступенчатой диссоциацией многоосновные кислоты способны образовывать кислые соли, NaHSO4, NaHCO3, K2HPO4 и т.д.
Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато: 
Этим объясняют способность многокислотных оснований образовывать основные соли: CuOHCl, (ZnOH)2SO4 и др.
Дата добавления: 2018-06-27; просмотров: 298; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!