Вики-учебник для подготовки к ЕГЭ/Раздел Химия/Общая химия/Растворы/Теория электролитческой диссоциации

Растворы

Растворы – гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов.
Для количественной оценки растворов используют понятие массовая доля ω растворенного вещества, содержащегося в общей массе раствора.
ω =[m(соли)/m(раствора)] ∙100%
Пример: Какие массы соли и воды требуются для приготовления 500г 18%-ного раствора?
Решение:
m(cоли) = m(раствора) ∙ω;
m(соли) = 500 г ∙ 0,18 = 90 г;
m(Н₂О) = m (раствора) – m (соли);
m (H₂O) = 500 г – 90 г = 410 г.

Концентрация вещества в насыщенном растворе называется его растворимостью в данном растворителе. Мерой растворимости служит концентрация насыщенного раствора при данной температуре раствора. Чаще всего расчеты проводят относительно 100 г растворителя.

Электролитическая диссоциация

Вещества, водные растворы которых обладают электрической проводимостью, называют электролитами.
Процесс распада электролита на ионы в водном растворе называют электролитической диссоциацией.
Степень диссоциации ά – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к исходному числу молекул растворенного вещества.
Реакции между электролитами в растворах – это реакции между ионами, образовавшимися при диссоциации.
Na₂SO₄ + BaCI₂ = 2 NaCI + BaSO₄
Или в ионной форме:
2Na⁺ + SO₄^-2 + Ba⁺² + 2CI^- = BaSO₄↓+ 2Na⁺ + 2CI^-
Краткая ионная форма, которая, собственно, и выражает взаимодействие ионов:
Ba⁺² + SO₄^-2 = BaSO₄↓
Остальные ионы в реакции участия не принимают.
Десятичный логарифм концентрации Н⁺ -ионов, взятый с обратным знаком, называется водородным показателем и обозначается рН:
рН = -lg[H^+]
Соотношение между реакцией среды, концентрациями ионов [H⁺] и [OH^-] и значением водородного показателя выражают следующим образом:
[H⁺] = [OH^- ] = 10-7; рН = 7 ; среда нейтральная;
[H⁺] >[OH^-] >10-7; рН <7; среда кислая;
[H⁺] <[OH^-] <10-7; рН >7 ; среда щелочная.
Процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводимый к образованию слабого электролита, называется гидролизом.
Гидролизу подвергается ион слабого электролита.
Соль, образованная катионом сильного основания и анионом сильной кислоты гидролизу не подвергается. Среда реакции нейтральная.
Соль, образованная катионом сильного основания и анионом слабой кислоты гидролизуется по аниону. Среда реакции щелочная.
Са(NO₂)₂ ↔ Ca⁺² + 2NO₂^-
NO₂^- + H₂O ↔ HNO₂ + OH^- рН > 7
Соль, образованная катионом слабого основания и анионом сильной кислоты гидролизуется по катиону. Среда реакции кислая.
СuCl₂ ↔ Cu⁺² + 2Cl^-
Cu⁺² + H₂O ↔ CuOH⁺ + H⁺ рН < 7

Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабого кислоты гидролизуется по катиону и аниону. Среда реакции нейтральная.
СН₃СООNH₄ ↔ CH₃COO^-+ NH₄⁺
CH₃COO^- + NH₄⁺ + H₂O ↔ CH₃COOH + NH₄OH рН ≈ 7.

Вернуться на страницу Раздел Химия