Физико химическая теория растворов менделеева. Гидратная теория растворов Д.И. Менделеева (представлять). Кислоты и основания
конце XIX века растворы считались физическими образованиями, в которых отсутствуют какие-либо взаимодействия между растворителем и растворенным веществом. Образование раствора объяснялось диспергированием частиц растворенного вещества в индифферентной среде растворителя. Основоположниками этих взглядов были такие известные ученые, как Я. Вант-Гофф, С. Арре-ниус и В. Оствальд. В 1887 году великий русский химик Д. И. Менделеев, опираясь на многочисленные экспериментальные данные, создал химическую (гидратную) теорию растворов. Основой этой теории была идея о химическом характере растворения. В растворе образуются соединения между растворенным веществом и растворителем, изменяющие свой состав с изменением температуры и концентрации. Эти соединения были названы Д. И. Менделеевым гидратами, или - сольватами. Образующиеся гидраты имеют различную прочность. Большинство из них неустойчиво и существует только в растворах. Однако некоторая часть гидратов является настолько прочными соединениями, что при выделении растворенного вещества из раствора вода входит в состав растущего кристалла в химически связанном виде. Такие кристаллы были названы кристаллогидратами, а входящая в их состав вода - кристаллизационной. Примерами кристаллогидратов являются CuS04 5Н20; Na2S04 ЮН20 и др. Прочность образующихся соединений определяется силами, действующими между растворителем и растворенным веществом. В настоящее время известна природа этих сил. СольватЫ (гидраты) образуются за счет ион-дипольного, диполь-ди-польного, донорно-акцепторного взаимодействия, за счет водородных связей, а также дисперсионного взаимодействия. Менделеев не отрицал роль физического фактора при образовании растворов. Он писал: «Две указанные стороны растворения (физическая и химическая) и гипотезы, до сих пор приложенные к рассмотрению растворов, хотя имеют отчасти различные исходные точки, со временем приведут к общей теории растворов, потому что одни общие законы управляют как физическими, так и химическими явлениями». Взгляды Д. И. Менделеева полностью подтвердились. В настоящее время процесс растворения рассматривают как физико-химический процесс, а растворы - как физико-химические системы. Химическая теория растворов Д. И. Менделеева позволяла объяснить наличие тепловых эффектов, возникающих при процессах растворения веществ. Тепловой эффект процесса растворения (ДНраств) можно представить в виде суммы теплоты, необходимой для разрушения кристаллической решетки вещества (ДНре1:1) и теплоты, выделяющейся в процессе сольватации (ДНсольват), т. е. AHp^ является значительной эндотермической величиной, а ДНС0ЛЬВ близкая к ней по значению экзотермическая величина. Исходя из этого, конечный знак теплового эффекта процесса растворения будет определяться величиной вклада каждого из этих параметров. При растворения эндотермичен. Это можно наблюдать, например, при растворении в воде нитратов калия и аммония, хлорида калия и др. При процесс растворения экзотермичен. Примером этого является растворение в воде хлоридов кальция и магния, гидроксидов натрия и калия и др. Итак, знак теплового эффекта определяется природой растворенного вещества и растворителя, глубиной их взаимодействия между собой. Наличием химического взаимодействия между компонентами объясняются и объемные эффекты при растворении. Так, при растворении 1 л этилового спирта в 1 л воды объем образующегося раствора оказывается равным не 2 л, а 1,93 л. В этом случае уменьшение объема обусловлено, в основном, образованием водородных связей между гидроксильными группами воды и спирта.
Существует 2 теории растворов : физическая и химическая .
Физическая теория растворов.
Была открыта Якобом Г. Вант-Гоффом и Свате А.Аррениусом.
Суть теории растворов : растворитель - химическая индифферентная среда, в которой равномерно распределены частицы растворенного вещества. Теория не предполагает наличие межмолекулярных связей между растворителем и растворенным веществом.
Под эту теорию подходят только идеальные растворы, где компоненты растворителя никак не воздействуют на растворимое соединение. Примером являются газовые растворы, где нереагирующие между собой газы смешиваются друг с другом в неограниченных количествах. Все физические данные (температура кипения и плавления, давление, теплоемкость) вычисляется исходя из свойств всех соединений, входящих в состав.
По закону Дальтона : общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений ее компонентов:
P общ = Р 1 + Р 2 + Р 3 +…
Химическая теория растворов.
Химическую (сольватную) теорию растворов описал Д.И. Менделеев . Суть заключается в следующем: частицы растворителя и растворенного вещества реагируют друг с другом, в результате чего получаются нестойкие соединения переменного состава - гидраты (сольваты ). Основные связи тут - водородные.
Вещество может распадаться на слои (растворяться) в случае полярного растворителя (воды). Ярким примером является растворение поваренной соли.
Также может проткать реакция между компонентами смеси:
H 2 O +Cl 2 = HCl + HOCl ,
В ходе процесса растворения происходит изменение состава и объема реакционной смеси, т.к. протекают 2 процесса: разрушение структуры растворяемого вещества и химическая реакция между частицами. Оба процесса идут с изменением энергии.
Тепловые эффекты могут быть экзотермическими и эндотермическими (с выделением и поглощением энергии).
Соединения с частицами растворителя называются гидратами .
Кристаллические вещества, в состав которых входят гидраты, называются кристаллогидратами и имеют различную окраску. Например, кристаллогидрат сульфата меди: CuSO 4 ·5 H 2 О . Раствор кристаллогидрата синий. Если рассмотреть кристаллогидрат кобальта CoCl 2 · 6 H 2 O , то он обладает розовым цветом, CoCl 2 · 4 H 2 O - красный, CoCl 2 ·2 H 2 O - сине-фиолетовый, CoCl 2 · H 2 О - темно-синий, а безводный раствор хлорида кобальта - бледно-синего цвета.
РАСТВОРЫ
Растворы - компонентами.
«растворитель» и «растворенное вещество» полярные неполярные
гидрофильные (притягивающие воду) и гидрофобные дифильными
Теории растворов
Физическая теория растворов.
идеальными
Химическая теория растворов.
Химическая, или сольватная, теория растворов была предложена в 1887 г. Д.И. Менделеевым, который установил, что в реальном растворе присутствуют не только индивидуальные компоненты, но и продукты их взаимодействия. Исследования водных растворов серной кислоты и этилового спирта, проведенные Д.И. Менделеевым, легли в основу теории, суть которой заключается в том, что между частицами растворенного вещества и молекулами растворителя происходят взаимодействия, в результате которых образуются нестойкие соединения переменного состава, называемые сольватами или гидратами , если растворителем является вода. Главную роль в образовании сольватов играют непрочные межмолекулярные силы, в частности, водородная связь.
В этой связи следует принять следующую трактовку понятия «раствор»:
Раствором называется гомогенная система переменного состава, состоящая из двух и более компонентов и продуктов их взаимодействия.
Из данного определения следует, что растворы занимают промежуточное положение между химическими соединениями и смесями. С одной стороны, растворы однородны, что позволяет рассматривать их как химические соединения. С другой стороны, в растворах нет строгого стехиометрического соотношения между компонентами. Кроме того, растворы можно разделить на составные части (например, при упаривании раствора NaCl можно выделить соль в индивидуальном виде).
Связь между различными способами
Кислоты и основания
Несмотря на то, что понятия «кислота» и «основание» широко используются для описания химических процессов, единого подхода к классификации веществ с точки зрения отнесения их к кислотам или основаниям нет. Существующие в настоящее время теории (ионная теория С. Аррениуса , протолитическая теория И. Бренстеда и Т. Лоури и электронная теория Г. Льюиса ) имеют определенные ограничения и, таким образом, применимы лишь в частных случаях. Остановимся подробнее на каждой из этих теорий.
Теория Аррениуса.
В ионной теории Аррениуса понятия «кислота» и «основание» тесно связаны с процессом электролитической диссоциации:
Кислотой является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионов Н + ;
Основаниемявляется электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионовОН - ;
Амфолитом (амфотерным электролитом) является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием как ионовН + , так и ионов ОН - .
Например:
НА ⇄ Н + + А - nH + +MeO n n - ⇄Ме(ОН) n ⇄Ме n + +nОН -В соответствии с ионной теорией кислотами могут быть как нейтральные молекулы, так и ионы, например:
HF ⇄ H + + F -
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH 4 + ⇄H + +NH 3
Аналогичные примеры можно привести и для оснований:
КОН К + + ОН -
- ⇄Al(OH) 3 + ОН -
+ ⇄Fe 2+ + ОН -
К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома и некоторые другие, а также аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.
В целом, кислотно-основное взаимодействие в растворе сводится к реакции нейтрализации:
H + + ОН - H 2 O
Однако, ряд экспериментальных данных показывает ограниченность ионной теории. Так, аммиак, органические амины, оксиды металлов типа Na 2 O, СаО, анионы слабых кислот и т.д. в отсутствии воды проявляют свойства типичных оснований, хотя не имеют в своем составе гидроксид-ионов.
С другой стороны, многие оксиды (SO 2 , SO 3 , Р 2 О 5 и т.д.), галогениды, галогенангидриды кислот, не имея в своем составе ионов водорода, даже в отсутствии воды проявляют кислотные свойства, т.е. нейтрализуют основания.
Кроме того, поведение электролита в водном растворе и в неводной среде может быть противоположным.
Так, CH 3 COOH в воде является слабой кислотой:
CH 3 COOH⇄CH 3 COO - +H + ,
а в жидком фтороводороде проявляет свойства основания:
HF + CH 3 COOH⇄CH 3 COOH 2 + +F -
Исследования подобных типов реакций и в особенности реакций, протекающих в неводных растворителях, привели к созданию более общих теорий кислот и оснований.
Теория Бренстеда и Лоури.
Дальнейшим развитием теории кислот и оснований явилась предложенная И. Бренстедом и Т. Лоурипротолитическая (протонная) теория. В соответствии с этой теорией:
Кислотой называют любое вещество, молекулы (или ионы) которого способны отдавать протон, т.е. быть донором протона;
Основанием называют любое вещество, молекулы (или ионы) которого способны присоединять протон, т.е. быть акцептором протона;
Таким образом, понятие основания значительно расширяется, что подтверждается следующими реакциями:
ОН - + Н + Н 2 О
NH 3 +H + NH 4 +
H 2 N-NH 3 + +H + H 3 N + -NH 3 +
По теории И. Бренстеда и Т. Лоури кислота и основание составляют сопряженную пару и связаны равновесием:
КИСЛОТА ⇄ ПРОТОН + ОСНОВАНИЕ
Поскольку реакция переноса протона (протолитическая реакция) обратима, причем в обратном процессе тоже передается протон, то продукты реакции являются друг по отношению к другу кислотой и основанием. Это можно записать в виде равновесного процесса:
НА + В ⇄ ВН + + А - ,
где НА – кислота, В – основание, ВН + – кислота, сопряженная с основанием В, А - – основание, сопряженное с кислотой НА.
Примеры.
1) в реакции:
HCl+OH - ⇄Cl - +H 2 O,
HCl и H 2 O – кислоты, Cl - и OH - – соответствующие сопряженные с ними основания;
2) в реакции:
HSO 4 - +H 2 O⇄SO 4 2 - +H 3 O + ,
HSO 4 - и H 3 O + – кислоты, SO 4 2 - и H 2 O – основания;
3) в реакции:
NH 4 + +NH 2 - ⇄ 2NH 3 ,
NH 4 + – кислота, NH 2 - – основание, а NH 3 выступает в роли как кислоты (одна молекула), так и основания (другая молекула), т.е. демонстрирует признаки амфотерности – способности проявлять свойства кислоты и основания.
Такой способностью обладает и вода:
2Н 2 О ⇄ Н 3 О + + ОН -
Здесь одна молекула Н 2 О присоединяет протон (основание), образуя сопряженную кислоту – ион гидроксония Н 3 О + , другая отдает протон (кислота), образуя сопряженное основание ОН - . Этот процесс называется автопротолизом .
Из приведенных примеров видно, что в отличие от представлений Аррениуса, в теории Бренстеда и Лоури реакции кислот с основаниями не приводят к взаимной нейтрализации, а сопровождаются образованием новых кислот и оснований.
Необходимо также отметить, что протолитическая теория рассматривает понятия «кислота» и «основание» не как свойство, но как функцию, которую выполняет рассматриваемое соединение в протолитической реакции. Одно и то же соединение может в одних условиях реагировать как кислота, в других – как основание. Так, в водном растворе СН 3 СООН проявляет свойства кислоты, а в 100%-й H 2 SO 4 – основания.
Однако, несмотря на свои достоинства, протолитическая теория, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, не содержащим атомов водорода, но, в тоже время, проявляющим функцию кислоты: галогенидам бора, алюминия, кремния, олова.
Теория Льюиса.
Иным подходом к классификации веществ с точки зрения отнесения их к кислотам и основаниям явилась электронная теория Льюиса. В рамках электронной теории:
кислотой называют частицу (молекулу или ион), способную присоединять электронную пару (акцептор электронов);
основанием называют частицу (молекулу или ион), способную отдавать электронную пару (донор электронов).
Согласно представлениям Льюиса, кислота и основание взаимодействуют друг с другом с образованием донорно-акцепторной связи. В результате присоединения пары электронов у атома с электронным дефицитом возникает завершенная электронная конфигурация - октет электронов. Например:
Аналогичным образом можно представить и реакцию между нейтральными молекулами:
Реакция нейтрализации в терминах теории Льюиса рассматривается как присоединение электронной пары гидроксид-иона к иону водорода, предоставляющему для размещения этой пары свободную орбиталь:
Таким образом, сам протон, легко присоединяющий электронную пару, с точки зрения теории Льюиса, выполняет функцию кислоты. В этой связи, кислоты по Бренстеду могут рассматриваться как продукты реакции между льюисовскими кислотами и основаниями. Так, HCl является продуктом нейтрализации кислоты H + основанием Cl - , а ион H 3 O + образуется в результате нейтрализации кислоты H + основанием H 2 O.
Реакции между кислотами и основаниями Льюиса также иллюстрируют следующие примеры:
К основаниям Льюиса также относят галогенид-ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, кислородсодержащие органические соединения типа R 2 CO, (где R- органический радикал).
К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.
Очевидно, что в теории Льюиса понятие «кислота» включает в себя более широкий круг химических соединений. Это объясняется тем, что по Льюису отнесение вещества к классу кислот обусловлено исключительно строением его молекулы, определяющим электронно-акцепторные свойства, и не обязательно связано с наличием атомов водорода. Льюисовские кислоты, не содержащие атомов водорода, называют апротонными .
РАСТВОРЫ
Общие сведения
Растворы - это гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух и более веществ, называемых компонентами. По агрегатному состоянию растворы могут быть газообразными (воздух), жидкими (кровь, лимфа) и твердыми (сплавы). В медицине наибольшее значение имеют жидкие растворы, которые играют исключительную роль в жизнедеятельности живых организмов. С образованием растворов связаны процессы усвоения пищи и выведения из организма продуктов жизнедеятельности. В форме растворов вводится большое количество лекарственных препаратов.
Для качественного и количественного описания жидких растворов используются термины «растворитель» и «растворенное вещество» , хотя в некоторых случаях такое разделение является достаточно условным. Так, медицинский спирт (96% раствор этанола в воде) скорее следует рассматривать как раствор воды в спирте. Все растворители делятся на неорганические и органические. Важнейшим неорганическим растворителем (а в случае биологических систем – единственным) является вода. Это обусловлено такими свойствами воды, как полярность, низкая вязкость, склонность молекул к ассоциации, относительно высокие температуры кипения и плавления. Растворители органической природы разделяют на полярные (спирты, альдегиды, кетоны, кислоты) и неполярные (гексан, бензол, четыреххлористый углерод).
Процесс растворения в равной степени зависит как от природы растворителя, так и от свойств растворенного вещества. Очевидно, что способность образовывать растворы выражена у разных веществ по-разному. Одни вещества могут смешиваться друг с другом в любых количествах (вода и этанол), другие – в ограниченных (вода и фенол). Однако, следует помнить: абсолютно нерастворимых веществ не существует!
Склонность вещества растворяться в том или ином растворителе можно определить, используя простое эмпирическое правило: подобное растворяется в подобном. Действительно, вещества с ионным (соли, щелочи) или полярным (спирты, альдегиды) типом связи хорошо растворимы в полярных растворителях, например, в воде. И наоборот, растворимость кислорода в бензоле на порядок выше чем в воде, так как молекулы O 2 и C 6 H 6 неполярны.
Степень сродства соединения к определенному типу растворителя можно оценить, анализируя природу и количественное соотношение входящих в его состав функциональных групп, среди которых выделяют гидрофильные (притягивающие воду) и гидрофобные (отталкивающие воду). К гидрофильным относят полярные группы, такие как гидроксильная (-OH), карбоксильная (-COOH), тиольная (-SH), амино (-NH 2). Гидрофобными считают неполярные группы: углеводородные радикалы алифатического (-CH 3 , -C 2 H 5) и ароматического (-C 6 H 5) рядов. Соединения, имеющие в своем составе как гидрофильные, так и гидрофобные группы, называют дифильными . К таким соединениям относят аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.
Теории растворов
В настоящее время известны две основные теории растворов: физическая и химическая.
Физическая теория растворов.
Физическая теория растворов была предложена С. Аррениусом (1883) и Я. Г. Вант-Гоффом (1885). В данной теории растворитель рассматривается как химически инертная среда, в которой равномерно распределены частицы (молекулы, ионы) растворенного вещества. При этом предполагается отсутствие межмолекулярного взаимодействия как между частицами растворенного вещества, так и между молекулами растворителя и частицами растворенного вещества. Однако впоследствии выяснилось, что условиям данной модели удовлетворяет поведение лишь малой группы растворов, которые были названы идеальными . В частности, идеальными растворами можно считать газовые смеси и очень сильно разбавленные растворы неэлектролитов.
Закон электронейтральности
При диссоциации молекул, число положительных и отрицательных ионов определяется стехиометрическими индексами в формуле молекулы. Электролиты, в которых ионы обладают одинаковым зарядом катиона и аниона, например, 1-1-электролит KCl или 2-2-электролит , распадаются на два иона - называются симметричные или симметричными. Электролиты, в которых ионы обладают неодинаковым зарядом катиона и аниона, например, 1-2-электролит или 3-1–электролит , называются несимметричными . Для любого типа электролита в элементарном объеме сумма зарядов анионов и катионов всегда одинакова (закон электронейтральности) :
Где число частиц в растворе.
Степень диссоциации, изотонический коэффициент
Количественно диссоциация характеризуется степенью диссоциации
Величина может изменяться от нуля (диссоциация отсутствует) до единицы (в растворе присутствуют только ионы). У сильных электролитов , у слабых - у неэлектролитов
Изотонический коэффициент Вант-Гоффа i характеризует во сколько раз изменилось общее число частиц в растворе в результате диссоциации:
где числитель - общее число вещества в растворе: распавшихся на ионы и оставшихся непродиссоциированными а знаменатель - число молекул, введенных в раствор.
Для сильных электролитов изотонический коэффициент теоретически должен быть равен числу ионов, на которые распадается молекула при диссоциации: при (например, для и v =2, для и v =3, для v =4 и т.д.). Однако обычно экспериментальные величины i <v . Причиной этого является электростатическое взаимодействие между ионами, величина которого характеризуется осмотическим коэффициентом
g I(g<1): i =v g. Для неэлектролитов i =1.
Закон разбавления Оствальда
Степень диссоциации зависит от концентрации слабого электролита в
растворе.
Рассмотрим в качестве примера реакцию:
Если исходная концентрация уксусной кислоты была равна c, то концентрация образовавшихся в результате диссоциации ионов
,
а концентрация непродиссоциировавшей уксусной кислоты 
Тогда, с учетом уравнения (32.2):
(32.3)
а если то и,
Выражение (32.3) носит название закона разбавления Оствальда. Как видно из этого уравнения, при разведении степень диссоциации возрастает, достигая в области бесконечных разбавлений значения, близкого к единице, т. е уменьшается вероятность ассоциации ионов в молекулу из-за уменьшения степени вероятности их столкновения.
Константа гидролиза
Если растворитель диссоциирует на ионы, то их взаимодействие с ионами растворенного вещества приводит к возникновению новых ионных равновесий. Обменные реакции между растворенным веществом и растворителем называется сольволизом (для водных растворов - гидролизом).
Гидролизу подвергаются все вещества, образованные с участием слабых электролитов. Например, при гидролизе соли слабой кислоты и сильного основания устанавливается равновесие:
(щелочная реакция)
(кислая реакция)
Наиболее сильно подвержены гидролизу соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием
Равновесие реакции гидролиза может быть количественно охарактеризовано константой гидролиза . Например, константа равновесия реакции гидролиза ацетата натрия имеет вид:
Поскольку то и 
Это произведение носит название константы гидролиза . Умножая числитель и знаменатель дроби на активность ионов водорода и произведя перестановки, получим
Как следует из приведенного выражения, константа гидролиза обратно пропорциональна константе диссоциации слабого электролита, участвующего в образовании соли (если в образовании соли участвуют два слабых электролита, то обратно пропорциональна произведению их констант диссоциации).
Степень гидролиза является величиной аналогичной степени диссоциации.
Уравнение, связывающую константу гидролиза со степенью гидролиза, по форме аналогично уравнению (32.3):
где h - число частиц введенных в раствор.
При повышении температуры степень диссоциации воды сильно увеличивается, тогда как у большинства других электролитов она изменяется незначительно. Вследствие этого степень гидролиза водных растворов при повышении температуры увеличивается.
Буферные растворы
В природе и практической деятельности многие реакции протекают при определенном значении pH, которое должно быть постоянным и не зависеть от разведения, изменения состава раствора, добавления кислоты или щелочи и т.д. Такими свойствами обладают буферные растворы,
содержащие слабую кислоту и соль, образованную этой кислотой и сильным основанием (например, ацетатный буфер ), или слабое основание и соль, образованную сильной кислотой и этим основанием (например, аммиачный буфер 
). Эти растворы обладают определенными свойствами, которые проиллюстрируем на примере ацетатного буфера.
Присутствие ацетата натрия (сильного электролита), который полностью диссоциирован, настолько увеличивает концентрацию ионов CH COO , что, в соответствии с принципом Ле-Шателье, диссоциация уксусной кислоты полностью подавляется:
В результате можно считать, что в буферном растворе активность анионов равна активности анионов соли , а активность кислоты равна ее концентрации . Подставляя эти величины в выражение константы диссоциации, логарифмируя и вводя обозначение получимследующие формулы:
Эти формулы показывают, что pH буферного раствора зависит от константы диссоциации кислоты и соотношения аналитических концентраций соли и кислоты. При разбавлении буферного раствора это соотношение не меняется, а незначительное повышение pH обусловлено изменением коэффициента активности соли. Добавление сильной кислоты тоже сравнительно слабо отражается на изменении pH. При добавлении сильной кислоты к буферному раствору идет реакция с образованием недиссоциированной уксусной кислоты:
А при добавлении сильного основания- реакция нейтрализации:
Ионы в первом случае, и ионы во втором, связываются в малодиссоциированные молекулы ( и ), в результате чего в pH раствора практически не изменяется.
Способность буферных растворов противостоять изменению pH количественно выражается величиной, называемой буферной емкостью. Буферная емкость - это количество кислоты или щелочи которое нужно добавить к раствору, чтобы изменить его pH на единицу.
Числа переноса
Каждый вид ионов переносит определенное количество электричества, зависящее от заряда и концентрации ионов, а также скорости их движения в электрическом поле. Отношение количества электричества перенесенного ионами вида, к общему количеству электричества перенесенному всеми ионами, находящимися в растворе, называют числом переноса ионов:
В соответствии с этим определением сумма чисел переноса всех видов ионов в растворе равна единице.
Для симметричного электролита KA , диссоциирующего на два вида ионов и , количество электричества, перенесенное катионами и анионами, составит соответственно:
На степень гидратации ионов, величины их абсолютной скорости и числа переноса влияют концентрация раствора и температура. С ростом концентрации примерно до 0,1 моль/л для большинства электролитов числа переноса ионов изменяются незначительно; в области более высоких концентраций это изменение заметнее. При повышении температуры размеры гидратных оболочек слабо гидратированных ионов уменьшаются менее резко, чем сильно гидрати-рованных (а иногда даже увеличиваются). В результате величины абсолютной подвижности катионов и анионов сближаются, и их числа переноса стремятся к 0,5.
Диэлектрическая проницаемость - величина, показывающая, во сколько раз сила взаимодействия двух зарядов в изучаемой среде меньше, чем в вакууме.
Зарядом иона z называют отношение заряда иона, выраженного в кулонах, к заряду электрона Кл; заряд иона, в кулонах, соответственно, равен произведению ez.
Далее во всех случаях, где это особо не оговаривается, с целью упрощения мы будем говорить о коэффициенте активности и активности электролитов, понимая, что речь идет о среднем коэффициенте активности и средней активности. В дальнейшем пренебрегается и различием между тремя способами выражения активности (коэффициента активности), что вполне допустимо для разбавленных растворов.
Используют также определение – радиус (толщина) ионной атмосферы, дебаевский радиус.
Обозначение единицы электрической проводимости сименс, как и всех других единиц, происходящих от имен собственных, пишется с прописной буквы (См). Это обозначение нельзя путать с обозначением единицы измерения длины – сантиметр (см).
Физическая и химическая теории растворов.
Растворы являются сложными системами, в которых имеют место различные виды взаимодействия между частицами (Ван-дер-Ваальсовы, электростатические и т.д.).
Существуют две точки зрения на природу растворения и растворов. Согласно физической точке зрения, растворение является чисто физическим процессом (разрушение кристаллической решетки при растворении твердых тел). Растворы при этом рассматриваются как молекулярные смеси нескольких веществ, не взаимодействующих химически. Противоположные представления были развиты Д. И. Менделеевым, который считал растворение химическим процессом, а растворы рассматривал как непрочные соединения компонентов раствора, находящихся в состоянии частичной диссоциации и отличающихся от обычных соединений переменным составом.
В настоящее время используются представления обеих теорий и доминирующая роль физической или химической компонент, в процессе растворения, определяется свойствами растворителя и растворенного вещества (системы).
Раствор – это однородная смесь переменного состава, состоящая из растворяемого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.
Раствор, в котором данное вещество при определённой температуре больше не растворяется, называется насыщенным , а раствор, в котором это вещество ещё может растворяться, – ненасыщенным .
Кристаллогидраты
Если растворитель – вода, то продукты присоединения молекул воды к частицам растворяемого вещества называются гидратами , а процесс их образования – гидратацией .
Гидраты – очень неустойчивые соединения, и при выпаривании воды из раствора они легко разрушаются. Однако некоторые гидраты могут удерживать воду даже в твёрдом кристаллическом состоянии.
Такие вещества называют кристаллогидратами . Кристаллогидратами является большинство природных минералов. Много веществ получают в чистом виде в форме кристаллогидратов.
Химическая теория была предложена Д.И. Менделеевым. Согласно представлениям Д.И. Менделеева между молекулами растворяемого вещества и растворителем происходит химическое взаимодействие с образованием неустойчивых, превращающихся друг в друга соединений растворенного вещества с растворителем – сольватов.
Сольваты – это неустойчивые соединения переменного состава. Если растворителем является вода, их называют гидратами . Сольваты (гидраты) образуются за счет ион-дипольного, донорно-акцепторного взаимодействий, образования водородных связей и т.д.
9.Концентрация растворов. Растворимость, насыщенные и ненасыщенные растворы.
Концентрация – это относительное количество растворенного вещества в растворе.
Молярная концентрация (С)– это отношение количества растворенного вещества v (в молях) к объему раствора V в литрах.
Единица молярной концентрации – моль/л. Зная число молей вещества в 1 л раствора, легко отмерить нужное количество молей для реакции с помощью подходящей мерной посуды.
Массовая доля растворенного вещества – это отношение массы растворенного вещества m 1 к общей массе раствора m, выраженное в процентах.
Нормальность раствора обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора. Грамм - эквивалентом вещества называется количество граммов вещества, численно равное его эквиваленту.
Раствори́мость - способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы - растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц.
Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см³ растворителя.
Ненасыщенный раствор - раствор, в котором концентрация растворенного вещества меньше, чем в насыщенном растворе, и в котором при данных условиях можно растворить ещё некоторое его количество.
Насыщенный раствор - раствор, в котором растворённое вещество при данных условиях достигло максимальной концентрации и больше не растворяется. Осадок данного вещества находится в равновесном состоянии с веществом в растворе.
