Сегодня урок химии 8 — Растворы. Электролитическая диссоциация. Гидролиз солей. Но прежде запишите ответы к тестовым заданиям урока химии 7: 1-3, 2-2, 3-3, 4-3, 5-3, 6-4, 7-3, 8-3, 9-3, 10-1, 11-3, 12-1, 13-1, 14-1, 15-3, 16-3, 17-1, 18-2, 19-3, 20-3, 21-1, 22-3, 23-3, 24-2, 25-2.

Раствор – однородная (гомогенная) система переменного состава, содержащая два или большее число веществ. По агрегатному состоянию растворы делятся на твердые, жидкие и газообразные. Размер частиц в истинных растворах – порядка размеров молекул (~ 10^-9 м).

Суспензия – неоднородная (гетерогенная) система, состоящая из твердых частиц, распределенных между молекулами жидкости. Размер частиц в суспензиях 10^-7 – 10^-5 м.

Эмульсия – неоднородная система, состоящая из капель жидкости, распределенных между молекулами другой жидкости. Размер частиц в эмульсиях 10^-7 – 10^-5 м.

Насыщенный раствор – раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом. В насыщенном растворе вещество раствориться не может.

Растворимость (коэффициент растворимости) – масса вещества, которая может раствориться в 100г растворителя. Растворимость большинства твердых веществ увеличивается с ростом температуры, растворимость газов —   уменьшается. Растворимость газов увеличивается с повышением давления.

Массовая доля растворенного вещества – безразмерная величина, равная отношению массы вещества к массе раствора:

ω = m(в-ва)/m(р-ра).

По массовой доле растворы делятся на разбавленные (ω мало) и концентрированные (ω велико).

Мольная доля растворенного вещества – без размерная величина, равная отношению числа молей вещества к общему числу молей всех веществ в растворе:

x = ν_i/∑ν_i

Молярная концентрация растворенного веществапоказывает, сколько молей вещества содержится в 1л раствора:

c = ν(в-ва)/V(р-ра)

Молярная концентрация выражается в моль/л (это размерность иногда обозначается М, например: 2M NaOH).

Электролитическая диссоциация.

Электролит – вещество, которое в растворе или расплаве распадается на ионы. Процесс распада на ионы называется электролитической диссоциацией. К электролитам относятся вещества с ионной или сильно полярной ковалентной связью – кислоты, основания, соли.

Неэлектролит – вещество, которое не распадается на ионы в растворе. К ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью (например многие органические соединения).

Теория электролитической диссоциации (С. Аррениус, 1887).

1. При растворении в воде электролиты распадаются на положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы). Ионы в растворе взаимодействуют с молекулами воды (гидротация).
2. Под действием постоянного электрического тока катионы движутся к катоду, анионы – к аноду.
3. Процесс диссоциации является обратимым. Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, концентрации электролита и температуры.

Степень диссоциации α – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n’) к общему числу растворенных молекул (n):

α = n’/n.

α может изменяться от нуля (диссоциации нет) до 1 (полная диссоциация).

Сильный электролит – α > 0,3. К сильным электролитам относятся почти все соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, H₂SO_4(разб.)) и сильные основания, или щелочи (LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂).

Слабый электролит — α<0,03. К слабым электролитам относятся слабые кислоты (H₂S, H₂SO₃, HF, CH₃COOH, H₂SiO₃ и др.) и слабые основания.

Ионное произведение воды K_w – константа диссоциации воды:

K_w = [H⁺] · [OH^—]

Ионное произведение воды зависит от температуры: при 25⁰С K_w=1 · 10^-14.

Водородный показатель pH – величина, характеризующая концентрацию ионов водорода и кислотность среды:

рН = -lg[H⁺]

в чистой воде и нейтральных растворах рН = 7, в кислых растворах рН < 7, в щелочных растворах рН > 7.

Ионные реакции в растворах.

Ионные реакции – реакции между ионами в растворах электролитов; они идут практически до конца в сторону образования а) осадков, б) газов, в) слабых электролитов. Ионные реакции записываются с помощью сокращенных ионных уравнений, показывающих, какие ионы (и молекулы) реагируют друг с другом.

Примеры.

a)     BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl.

Сокращенное ионное уравнение:

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓.

б) CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O.

Сокращенное ионное уравнение:

CaCO₃ + 2H⁺ → Ca²⁺ + CO₂↑ + H₂O.

в) HCl + NaOH → NaCl + H₂O.

сокращенное ионное уравнение:

H⁺ + OH^— → H₂O.

Гидролиз солей – взаимодействие солей с водой, в результате которого образуется слабый электролит (кислота или основание). Различают несколько типов гидролиза.

1. В растворах солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, происходит обратимый гидролиз кислотного типа, например:

CH₃COONa + H₂O ↔ CH₃COOH + NaOH,

или в ионном виде

CH₃COO^— + H₂O ↔ CH₃COOH + OH^—.

Среда раствора – щелочная

1. В растворах солей образованных сильной кислотой и слабым основанием, происходит обратимый гидролиз основного типа, например:

FeCl₂ + H₂O ↔ Fe(OH)Cl + HCl,

или в ионном виде:

Fe²⁺ + H₂O ↔ Fe(OH)⁺ + H⁺.

Среда раствора – кислая.

1. В растворах многих солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, происходит необратимый гидролиз, например:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑.

Реакция среды зависит от относительной силы кислоты и основания.

1. Соли сильного основания и сильной кислоты не гидролизуются, и растворы этих солей имеют нейтральную окраску.

ОКРАСКА ИНДИКАТОРОВ В РАЗЛИЧНЫХ СРЕДАХ

Это был урок химии 8 — Растворы. Электролитическая диссоциация. Гидролиз солей