Пересичений розчин

· Концентрований розчинмістить кількість розчиненої речовини, співвимірювану з кількістю розчинника (не менше, ніж в 10 разів). Тобто, орієнтовною межею між концентрованим та розбавленим розчином є 10%.

· Розбавлений розчин– розчин з концентрацією менше 10%.

Способи вираження концентрації розчинів

· Масова частка (процентна концентрація) –маса (г) розчиненої речовини в 100г розчину:

· Молярна концентрація– кількість розчиненої речовини (моль) в 1л розчину:

υ m Cm= ––– = ––––– V MV

· Молярна концентрація еквівалента (нормальна концентрація)– еквівалентна кількість речовини (моль) в 1л розчину:

νе m Cn= ––– = ––––– V EmV

Електролітична дисоціація

ізолятори

Речовини напівпровідники

І роду метали

провідники

ІІ роду електроліти

Електроліти– речовини, розплави або розчини яких проводять електричний струм (основи, кислоти, солі).

Теорія електролітичної дисоціації (Сванте Арреніус):

· В розчині молекули електролітів розпадаються на іони: позитивно заряджені – катіони та негативно заряджені – аніони.

Дисоціація основ:NaOH ↔ Na⁺ + OH^–

Ba(OH)₂ ↔ ВаOH⁺ + OH^– ↔ Ва²⁺ + 2OH^–

Mg(OH)₂ ↔ MgOH⁺ + OH^– ↔ Mg²⁺ + 2OH^–

Багатокислотні основи дисоціюють ступінчасто.

Дисоціація кислот:HCl ↔ H⁺ + Cl^–

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄^– ↔ 2H⁺ + SO₄^2–

H₂SO₃ ↔ H⁺ + HSO₃^– ↔ 2H⁺ + SO₃^2–

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто.

Дисоціація амфотерних

гідроксидів:H⁺ + HZnO₂^– ↔ Zn(OH)₂ ↔ ZnOH⁺ + OH^–

Амфотернігідроксиди дисоціюють одночасно за типом кислот та основ.

Дисоціація солей: Al₂(SO₄)₃ ↔ 2Al³⁺ + 3SO₄^2–

Середні солі дисоціюють одностадійно.

Na₂HPO₄ ↔ 2Na⁺ + HPO₄^2– ↔ 2Na⁺ + H⁺ + PO₄^3–

Кислі солі дисоціюють ступінчасто: спочатку відщеплюються іони металу, потім іони гідрогену.

MgOHCl ↔ MgOH⁺ + Cl^– ↔ Mg²⁺ + OH^– + Cl^–

Основні солі дисоціюють ступінчасто: спочатку відщеплюються кислотні залишки, потім гідроксид-іони.

Теорії кислот та основ

Теорія Арреніуса (теорія дисоціації):

· Кислота– це речовина, яка при дисоціації відщеплює катіони Н⁺:

HCl ↔ H⁺ + Cl^–

· Основа– це речовина, яка при дисоціації відщеплює гідроксид-іони ОН^–:

NaOH ↔ Na⁺ + OH^–

Теорію Арреніуса використовують і в наш час, але вона обмежена лише водними розчинами і стосується основ, які містять гідроксид-іони. На основі цієї теорії неможливо пояснити основні властивості таких сполук, як амоніак та органічні аміни.

Теорія Бренстеда – Лоурі (протонна теорія):

· Кислота – це речовина, аніон, або катіон, які можуть відщеплювати катіони Н⁺:

HCl ↔ H⁺ + Cl^–

H₂PO₄^– ↔ H⁺ + HPO₄^2–

NH₄⁺ ↔ H⁺ + NH₃

· Основа –це молекула або аніон, які можуть приєднувати катіони Н⁺:

NH₃ + H⁺ ↔ NH₄⁺

OH^– + H⁺ ↔ H₂O

Cl^– + H⁺ ↔ HCl

Теорія Бренстеда – Лоурі пояснює дію неводних розчинників. Згідно з цією теорією неводні розчинники бувають кислотні, основні та амфотерні.

· Кислотні:

мурашина (форміатна) кислота HCOOH ↔ HCOO^– + H⁺

оцтова (ацетатна) кислота CH₃COOH ↔ CH₃COO^– + H⁺

Кислотні неводні розчинники посилюють дію слабких основ.

 

· Основні:

амоніак NH₃ + H⁺ ↔ NH₄⁺

гідразин H₂N – NH₂ + 2H⁺ ↔ ⁺H₃N – NH₃⁺

 

Основні неводні розчинники посилюють дію слабких кислот.

 

· Амфотерні:

метанол CH₃OH + H⁺ ↔ CH₃OH₂⁺

CH₃OH ↔ CH₃O^– + H⁺

етанол C₂H₅OH + H⁺ ↔ C₂H₅OH₂⁺

C₂H₅OH ↔ C₂H₅O^– + H⁺

 

 

Обмеженість протонної теорії кислот та основ полягає в тому, що поняття кислота пов’язане лише з відщепленням протона Н⁺. Однак такі речовини як AlCl₃, FeCl₃ також виявляють властивості кислот.

 

Теорія Льюіса (електронна теорія):

 

· Кислота – це речовина, яка приєднує електронну пару за донорно-акцепторним механізмом (дає вільну орбіталь).

· Основа –це речовина, яка здатна віддавати електронну пару за донорно-акцепторним механізмом.

H H

:

׀ ׀

H – N : + H⁺ → H – N H⁺

׀ ׀

H кислота H

основа

:

–

СH₃ – Сl : + AlCl₃ → CH₃⁺ + Cl AlCl₃

 

основакислота

 

Протонна та електронна теорії кислот та основ є сучасними і більш загальними теоріями, що пояснюють кислотні та основні властивості сполук.

Дисоціація води. Іонний добуток води.