Растворы. Закон эквивалентов для реакций в растворах. Произведение растворимости

РАСТВОРЫ

Растворимость S:                         S = m_в-ва     [г/100 г р-ля]

100 г р-ля

Молярная растворимость L:          L = S/М_в-ва, где М_в-ва – молекулярная масса вещества, г/моль

Концентрации

1. Процентная концентрация (массовая доля) ω :    ω =m _в-ва,    [%, доли ед.]

                                                      m_р-ра

где   m _в-ва – масса растворенного вещества, г;

m_р-ра – масса раствора, г.

2. Молярная концентрация С_М:      С_М (В)= n(В)     ,   [моль/л ]

                  V_р

где   n(В) – количество вещества, моль,

V_р – объем раствора, л.

n(В) =    m_в-ва ,   [моль]

М(В)

3. Молярная концентрация эквивалента С_эк (нормальная концентрация С_н)

С_эк(В)=     n_эк ,  [моль·эк]

           V_р            л

Количество эквивалентов растворенного вещества:

n_эк = m_в-ва ,       [моль·эк]

М_эк(В)

где М_эк(В) – молярная масса эквивалента вещества, г/ моль·эк

М_эк(В) =М(В)·f_эк

f_эк для кислот, оснований, солей определяется по формуле:

f_эк =                            1                     .

заряд иона·число ионов

С_М (В)= С_эк(В) · f_эк

Закон эквивалентов для реакций в растворах:

С_эк(В₁)· V₁ = С_эк(В₂)· V₂

n_эк (В₁) = n_эк (В₂)

4. Титр Т:                                    Т(В) = m_в-ва   [г/мл]

V_р-ра

Т(В) =   С_эк(В)·М_эк(В) 

             1000

5. Моляльная концентрация С_m:  С_m   =  n (В)   [моль/кг]

m _р-ля

m_р-ра = m_в-ва +m_р-ля

6. Молярная доля вещества (мольная доля) N

N(B) =  n(B)          .

             n(B) + n(H₂O)

Законы Рауля

Ι (тонометрический) закон Рауля:         p⁰_A – p_A = Δp_A = p⁰_A· N(В), где p⁰_A, p_A – давление насыщенного пара растворителя соответственно над чистым растворителем и над раствором;

Δp_A – разность между давлением насыщенного пара растворителя над растворителем p⁰_A и раствором p_A;

N(В) – молярная доля растворенного нелетучего вещества.

ΙΙ (эбуллиоскопический и криоскопический) закон Рауля:

ΔТ_кип = К_э·С_m,

ΔТ_крист = К_к·С_m,

где ΔТ_кип – повышение температуры кипения;

ΔТ_крист – понижение температуры кристаллизации;

К_э – эбуллиоскопическая константа растворителя;

К_к – криоскопическая константа растворителя;

С_m – моляльная концентрация раствора.

Степень диссоциации α  -          α = n     [доли единицы]

                       N               или %

Сильные электролиты (α ≥ 30%) в растворе полностью диссоциируют на ионы:

1) кислоты – HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₃, HClO₄, HMnO₄, H₂SO₄.

2) основания – NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂.

3) соли – все растворимые в воде соли.

Слабые электролиты (α≤3 %) частично диссоциируют на ионы при растворении в воде:

1) почти все органические кислоты (НСООН, СН₃СООН, Н₂С₂О₄ и другие).

2) некоторые неорганические кислоты (HF, HCN, H₂S, HClO, HClO₂, HNO₂, H₂SiO₃, H₂SO₃, H₂CO₃, H₃AsO₄, H₃PO₄).

3) NH₄OH, а также все основания металлов, кроме сильных оснований.

4) водаH₂O.

В растворах слабых электролитов: КА <=> К⁺ + А^-

Константа диссоциации слабого электролита:    К_д = [К⁺]·[А^-]

                                                                           [КА]

Закон разбавления Оствальда:     К_д = с · α²   .

                     1 – α

Для очень слабых электролитов α << 1, поэтому принимают К_д равной

К_д = с ·α²

где с – концентрация слабого электролита, моль/л.

Произведение растворимости

Запишем ПР в общем виде:           ПР (A_nB_m) = [A^m+]ⁿ·[B^n-]^m.

                      A_nB_{m (т)}<=> nA^m+ + mB^n-

Например:  Ca₃(РO₄)₂     <=> 3 Ca²⁺ + 2 РO₄^3-

ПР(Ca₃(РO₄)₂) = [Ca²⁺]³·[ РO₄^3-]².

Ионное произведение воды К_Н2О.     К_Н2О = [Н⁺]·[ОН^-] = 1·10^-14 моль/л

Водородный показатель рН:             рН = - lg [Н⁺].

Гидроксильный показатель рОН:    рОН = - lg [ОН^-]

рН + рОН = 14.

Степень гидролиза h_г:                        h_г = С_гидр

     С

Константа гидролиза К_г:       К_г  =      К_Н2О                  .

                К_{Д слабого электролита}

h_г =  =