Роль химии в современном мире

     Существуют  различные концентрации растворов:

1. Массовые доли – отношение массы растворенного вещества к массе раствора. Массовая доля определяется по формуле:

ω=m_{рас.в-ва}/m_р-ра 

2. Малярная  концентрация – это число молей растворенного вещества в 1 литре раствора:

C_M=υ_в-ва/V_р-ра=m_р.в-ва/M_в-ва V_р-ра 

3. Моляльная концентрация – число молей растворенного вещества, содержащееся в 1000гр. растворителя:

C_m=υ/1000_гр. M_р-ля = m_р.в-ва/M_в-ва m_(H2O) 1000_гр. 

4. Нормальная (эквивалентная) концентрация – это  число эквивалентов растворённого  вещества, содержащаяся в 1 литре раствора:

C_n=f_экв. /V_р-ра=m_р.в-ва/m_{экв.в-ва} V_р-ра 

     Эквивалентом  вещества называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем  атомов водорода или замещает такое  его количество. Эквивалентная масса вещества – это масса одного эквивалента.

5. Титр раствора – это отношение массы раствора вещества к объёму раствора. Объёмный метод анализа, который может определить жёсткость воды.

T=m_р.в-ва/V_р-ра       [гр/моль] 

     Закон эквивалентов:

     Вещества  взаимодействуют друг с другом в  количествах пропорциональных их химическим эквивалентам.

C_n1 V₁=C_n2 V₂

     Вода  является слабым электролитом, диссоциирующим по уравнению

H₂O↔ H⁺ + OH⁻.

     Для воды, а также для водных растворов  любых электролитов произведение активных равновесных концентраций водородных и гидроксильных ионов – величина постоянная при данной температуре. Она называется ионным произведением воды и при 22°С составляет

K_w = 1,0^.10 ^–14.

     Следовательно, для чистой воды можно записать

[H⁺] = [OH⁻] = 1,0^.10 –7 [моль/дм³].

     Прибавление к воде кислоты или щелочи смещает  ионное равновесие воды. Концентрации ионов Н⁺ или ОН^– изменяются. Однако произведение концентраций остается постоянным и равным ионному произведению воды. Это дает возможность, зная концентрацию одного иона, вычислить концентрацию другого

[H ⁺]=1^.10⁻¹⁴/[OH⁻]; [OH⁻]=1^.10⁻¹⁴/[H⁺].

     Более удобно характеризовать кислотность  и щелочность среды величинами, являющимися  десятичными логарифмами концентраций ионов H⁺ и OH⁻ , взятыми с обратными знаками. Эти величины называются водородным (рН) и гидроксильным (рОН) показателями

pH = −lg[H⁺];    pOH = −lg[OH⁻] .

     В нейтральной среде: [H⁺] = 1^.10⁻⁷ [моль/дм³]; рН = 7.

     В кислой среде: [H⁺] > 1^.10⁻⁷ [моль/дм³]; рН < 7.

     В щелочной среде: [H⁺] < 1^.10⁻⁷ [моль/дм³]; рН > 7.

     Для определения кислотности или  щелочности среды используют индикаторы – вещества, которые меняют свою окраску в зависимости от рН среды. Это изменение происходит в определенном интервале рН, например, у метилового оранжевого (или кратко – метилоранжа) окраска от желтой до красной изменяется в интервале рН 4,4 – 3,1. При помощи индикаторов возможно определение рН раствора.

     Для характеристики поведения слабых электролитов в растворах используют понятие  константы диссоциации слабого электролита, которая, по своему смыслу, является константой равновесия процесса pacпада молекул этого электролита на ионы. Для слабых кислот она носит название константы кислотности (K_а), а для слабых оснований – константы основности (K_b).

     Например, для процесса диссоциации уксусной кислоты

CH₃COOH ↔CH ₃COO⁻ + H⁺

     выражение константы кислотности примет вид:

K_q = [CH₃COO⁻][H⁺]/[CH₃COOH]

     откуда  следует [H⁺]= √K_qс .

     Уравнение разбавления Оствальда устанавливает  зависимость между концентрацией, степенью диссоциации и константой диссоциации слабого электролита

K_q = сα²/1− α ,

где с – молярная концентрация слабого электролита.

     При малых значениях концентрации вещества и очень низкой степени диссоциации (т.е. с → 0 и α→ 0) уравнение разведения Оствальда можно упростить до вида                                                                        ___

K_q = сα² или α = √K_q /с .

     При растворении многих солей в воде образующиеся при диссоциации ионы способны вступать во взаимодействие с молекулами воды. При этом происходит смещение равновесия диссоциации воды, связывание ионов Н⁺ или ОН^–, в результате чего изменяется рН раствора.

     В общем случае, процесс обмена ионами между водой и растворенными  в ней солями называется гидролизом. По отношению к воде соли делятся на несколько типов:

1. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой. (например: CH₃COONa, K₂SO₃, Na₂CO₃, Na₂S).

Гидролиз этих солей обусловлен связыванием ионов  водорода в слабый электролит. Так, гидролиз ацетата натрия может быть представлен уравнениями:

                     CH₃COONa + H₂O ↔ CH₃COOH + NaOH

                     CH₃COO⁻ + Na⁺+ H₂O↔ CH₃COOH + Na⁺ + OH⁻

                     CH₃COO⁻ + H₂O↔ CH₃COOH + OH⁻      (pH > 7)

     Соли, образованные слабой многоосновной  кислотой, гидролизуются ступенчато. Гидролиз протекает в значительно  большей мере по первой ступени. Это  приводит к образованию кислых солей

                     Na₂S + H₂O ↔ NaHS + NaOH

                     2Na⁺ + S²⁻ + H₂O ↔ Na⁺ + HS⁻ + Na⁺ + OH⁻

                     S²⁻ + H₂O ↔ HS⁻ + OH⁻      (pH> 7)

       Растворы этих солей имеют щелочную реакцию среды.

2. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой

(например: NH₄Cl,CuSO₄, Zn(NO₃)₂, AlCl₃).

     Гидролиз  этих солей обусловлен связыванием  гидроксид-ионов в слабый электролит. Так, гидролиз хлорида аммония может быть представлен уравнениями

                     NH₄Cl + H₂O ↔ NH₄OH + HCl;

                     NH₄⁺ + Cl^– + H₂O ↔ NH₄OH + H⁺ + Cl^–;

                     NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₄OH + H⁺.

     Соли, образованные слабым, многокислотным основанием, гидролизуются ступенчато. Процесс гидролиза протекает в большей мере по первой ступени, что приводит к образованию основных солей:

Zn(NO₃)₂ +H₂O ↔ Zn(OH)NO₃ + HNO₃

Zn²⁺ + 2NO⁻³ + H₂O ↔ Zn(OH)⁺ + NO⁻³ + H⁺ + NO⁻³

Zn²⁺ +H₂O ↔ ZN(OH)⁺ +H⁺

       Растворы таких солей имеют кислую реакцию среды.

3. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой.

     Соли  этого типа гидролизуются наиболее сильно, так как их ионы одновременно связывают ионы водорода и гидроксид-ионы воды. Например, гидролиз ацетата аммония может быть выражен уравнением:

CH₃COONH₄ + H₂O → CH₃COOH + NH₄OH

     Соли, образованные слабыми многокислотными  основаниями и слабыми многоосновными кислотами, гидролизуются необратимо:

Al₂S₃ + 6H₂O → ↓2Al(OH)₃ + 3H₂S↑

     поэтому не могут быть получены водные растворы таких солей, как Al₂(CO₃)₃, Cr₂S₃, Fe₂S₃ и другие (смотр. таблицу растворимости).

     В зависимости от соотношения констант диссоциации образующихся при гидролизе  кислоты и основания, растворы солей  этого типа могут иметь слабокислую  или слабощелочную реакцию среды, т.е. рН ≈7.

4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой

  (например: NaCl, K₂SO₄, KNO₃ и др.), гидролизу не подвергаются, так как при их растворении взаимодействия ионов этих солей с водой не происходит. Поэтому в растворах этих солей рН = 7, т.е. реакция среды остается нейтральной.