ПОЗНАВАТЕЛЬНОЕ

Оси и плоскости тела человека - Тело человека состоит из определенных топографических частей и участков, в которых расположены органы, мышцы, сосуды, нервы и т.д.

Отёска стен и прирубка косяков - Когда на доме не достаёт окон и дверей, красивое высокое крыльцо ещё только в воображении, приходится подниматься с улицы в дом по трапу.

Дифференциальные уравнения второго порядка (модель рынка с прогнозируемыми ценами) - В простых моделях рынка спрос и предложение обычно полагают зависящими только от текущей цены на товар.

Концентрація розчина – це кількість розчиненої речовини в певній кількості розчину або розчинника.

Найчастіше застосовують такі способи вираження концентрації розчинів, як масова частка розчиненої речовини, молярна, нормальна, моляльна, мольна частка.

Масова концентрація, або масова частка розчиненої речовини показує, скільки грамів розчиненої речовини містить 100 г розчину.

щ = · 100%

Якщо в задачі замість маси розчину дається його об`єм, то маса розчину знаходиться за такою формулою m(р-ну) = с·V(р-ну), де с – густина розчину, V – його об`єм.

Молярна ( С_м ) – число молів розчиненої речовини в 1 літрі розчину.

С_м = ; якщо н = , тоді С_м = , де

М – молярна маса розчиненої речовини; V - об`єм розчину (л). Позначають молярну концентрацію буквою «м» біля цифри: 0,5 м, 1 м.

Моляльна ( С_m ) – число молів розчиненої речовини в 1 кг розчинника.

С_m = , де

М – молярна маса розчиненої речовини; g – маса розчинника. Позначають моляльну концентрацію буквою «m» біля цифри: 0,5 m, 1,5 m.

Молярна концентрація еквівалента ( або нормальність) – С_н – число молів еквіваленту розчиненої речовини в 1 літрі розчину.

С_н = , якщо н(екв.) = , тоді С_н = ,де

М(еквів.) – молярна маса еквіваленту розчиненої речовини; V - об`єм розчину (л). Позначають нормальну концентрацію буквою «н» біля цифри: 0,5 н, 1 н. Згідно з законом еквівалентів: н(екв.)₁ = н(екв.)₂, маємо С_н1·V₁ = С_н2·V₂.

Мольна частка розчинника (розчиненої речовини) – відношення числа молів розчинника (розчиненої речовини) до загального числа молів розчину ( розчинника і розчиненої речовини).

Ч₁ = ; Ч₂ = ; де

n₁ – кількість молів розчинника; n₂ – кількість молів розчиненої речовини. Х₁ + Х₂ = 1.

Формули перерахунку концентрацій:

= ; С_м = С_н· ; С_н = С_м· .

С_м = ; С_н = .

Приклади розв`язування задач

Задача 1.Яку масу 30% розчину солі треба додати до 300 г води, щоб отримати 10% розчин солі?

Розв`язання

Якщо потрібно змішати декілька розчинів однієї речовини, то розв`язання таких задач може бути зведене до розв`язання рівняння, яке відображає закон збереження маси

m₁щ₁ + m₂ щ₂ +… + щ_n m_n = ( m₁ + m₂ + … + m_n ) щ.

Масу розчиненої речовини в рівнянні подають , як добуток маси розчину на масову частку розчиненої речовини, виражену десятковим дробом. Одна з величин, що фігурують у рівнянні є невідомою, яку необхідно знайти. Серед компонентів, які змішуються, може бути чистий розчинник (його розглядають як розчин із концентрацією розчиненої речовини щ = 0 ) і суха речовина без розчинника ( її розглядають як розчин із стовідсотковою концентрацією щ = 1 ).

Повертаючись до нашої задачі: m (30% р-ну) = Х₁ г ; маса води m₂ = 300 г; щ₂ = 0; підставляємо в рівняння

Х₁·0,3 + 300·0 = ( Х₁ + 300 )·0,1; звідси маємо Х₁ = 150.

Задача 2.До якого об`єма потрібно розбавити 500 мл 20% розчину натрій хлориду( с = 1,152 г/см³), щоб отримати 4,5% розчин солі ( с = 1,029 г/см³) ?

Розв`язання

Цю задачу також можна розв`язати за допомогою рівняння m₁щ₁ + m₂ щ₂ = ( m₁ + m₂) щ. Позначимо розчин 20% концентрації № 1 – m₁ = с₁· V₁ = 500 · 1,152 = 576 г; його щ₁= 0,2;

Розбавити означає додати воду, тобто №2 – це вода – m₂ = Х; щ₂ = 0.

576 ·0,2 + Х·0 = ( 576 + Х )·0,045,

звідси Х = 1984 г – маса води, яку потрібно додати до розчину; тепер визначаємо масу розчину 4,5% концентрації m₃ = 576 + 1984 =2560 (г); об`єм розчину знайдемо V = ; V = = 2488 мл.

Задача 3.Густина 40% розчину нітратної кислоти дорівнює 1,25 г/см³. Визначити:

а) молярність і б) моляльність цього розчину.

Розв`язання

а) Молярність – кількість молів розчиненої речовини в 1 л розчину

С_м = ; приймемо V(розчину) = 1 л, тоді маса його m(р-ну) = с·V = = 1,25·1000 = 1250 г; маса розчиненої речовини (згідно з формулою) m(р.р.) = m(р-ну)·щ = = 1250·0,4 = 500 г.С_м = =7,94м.

б) Моляльність – кількість молів розчиненої речовини в 1 кг розчинника. 40% розчин – це розчин, який містить 40 г кислоти і 60 г води, тобто g = 60;

С_m = = 10,58 m.

2. Теорія електролітичної дисоціації. Реакції в розчинах електролітів. Гідроліз солей.

В основі теорії електролітичної дисоціації лежать два припущення: 1) розчинення електроліту супроводиться розкладом його молекул на йони; 2) електролітична дисоціація є оборотним процесом.

Внаслідок утворення йонів розчини та розплави багатьох речовин, які називаються електролітами (солі, кислоти, основи), проводять електричний струм. При дисоціації утворюються позитивно і негативно заряджені йони, які відповідно називають катіонами і аніонами. Наявність у розчині йонів, які безперервно рухаються, зумовлює електропровідність розчинів електролітів.

Ступінь електролітичної дисоціації. Здатність електроліту дисоціювати на іони кількісно оцінюють за допомогою ступеня дисоціації б.

Ступінь дисоціації б — це відношення числа молів електроліту, що розпався на іони, до його загальної концентрації у розчині. Якщо позначити число молів продисоційованого електроліту через С_дис (моль/л), а загальну концентрацію — С_заг (моль/л), то ступінь електролітичної дисоціації бдорівнюватиме:

б = .

З цього виразу видно, що б може змінюватись від нуля до одиниці, тобто 0 б≤ 1. Ступінь дисоціації виражають і в процентах. Для цього відповідне значення в частках одиниці треба помножити на Ї00. Наприклад, в 0,1 Мрозчині СН₃СООН ступінь дисоціації дорівнює 0,0136 або 1,36 %.

За величиною ступеня дисоціації 0,01- 0,1 н розчинів усі електроліти поділяють на сильні і слабкі.

До сильних електролітів належать речовини, які у розчині дисоціюють практично повністю. Це – солі окрім важкорозчинних (див.таблицю розчинності); кислоти: НСІ0₄, HN0₃, HCІ, НВг, НІ, Н₂SО₄; гідроксиди лужних і лужно-земельних металів: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂. Ступінь дисоціації сильних електролітів практично не залежить від концентрації розчину, а відхилення значення б від одиниці або 100 % пояснюється для них утворенням так званих асоціатів.

Слабкі електроліти у розчинах дисоціюють частково. До них належить більшість органічних кислот і основ, неорганічні кислоти Н₂С0₃, H₂S, H₂Si0₃, H₃As0₃, HCN, HF, НОСІ, HN0₂ і NH₃·H₂0.

Характерною особливістю слабких електролітів є встановлення у розчині динамічної рівноваги між йонами і молекулами розчиненої речовини:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^- + Н⁺

Оскільки електролітична дисоціація слабких електролітів є оборотним процесом, то вона підлягає закону діючих мас. Отже, для процесу дисоціації слабких електролітів можна записати константу рівноваги. Як приклад розглянемо дисоціацію слабкого електроліту КА:

КА ↔ К⁺ + А^-.

Позначимо концентрацію йонів [К⁺] і [А^-], концентрацію недисоційованих молекул [КА]. Тоді константу рівноваги запишемо так:

К = .

Константа рівновагії слабкого електроліту К називається константою дисоціації Кдис. Вона, як і ступінь дисоціації, є кількісною мірою здатності речовини дисоціювати у розчині. Чим менше значення Кдис, тим слабкішим є електроліт, і навпаки, чим більша Кдис, тим краще дисоціює розчинена речовина. Константа дисоціації не залежить від концентрації розчину, а залежить від температури. Вона має розмірність концентрації (моль/л).

Між константою і ступенем електролітичної дисоціації є зв`язок, відомий під назвою закону розбавляння Оствальда. Запишемо рівняння дисоціації слабкого бінарного електроліту типу КА:

КА ↔ К⁺ + А^-.

Нехай його концентрація дорівнює С моль/л, а ступінь дисоціації б. Тоді концентрація йонів

[К⁺] = [А^-] = Сб, концентрація недисоційованих молекул [КА] = С – Сб = С( 1 – б). Підставляючи значення концентрацій усіх частинок електроліту у вираз його константи дисоціації, матимемо:

К = = , або К_дис= .

Добуток розчинності

Якщо кристали малорозчинної солі побудовані з іонів, то у розчин переходять не молекули, а іони солі. Для малорозчинної сполуки, наприклад BaS0₄ або AgCl, що перебуває у рівновазі із своїм насиченим розчином, рівняння динамічної рівноваги матиме вигляд:

BaSO₄ ↔ Ba²⁺ + SO₄^2-,

Тверда фаза Насичений розчин

тобто при сталій температурі за одиницю часу у розчин переходить така кількість солі, яка за той самий час із розчину випадає в осад (тверду фазу).

Для наведеного вище оборотного процесу при сталій температурі можна записати:

[Ва²⁺] [SO₄^2-] = К,

де К— константа рівноваги.

З цього рівняння випливає, що у насиченому при певній температурі розчині добуток концентрацій іонів малорозчинного електроліту є сталою величиною, яка називається добутком розчинності і позначається ДР. Для насиченого розчину BaS0₄ (при 25 °С) рівняння запишеться як

ДР(BaS0₄) = [Ва²⁺] [SO₄^2-]

У загальному вигляді вираз добутку розчинності насиченого розчину малорозчинної речовини К_хА_у,що розпадається на іони за рівнянням:

К_хА_y = хК^y+ + yА^х-

матиме вигляд:

ДР (К_хА_у) = [К^y+]^х [А^х-]^y.

Наприклад, для малорозчинних у воді солей Ag₂S і Ba₃(P0₄)₂ маємо:

Ag₂S ↔ 2Ag⁺ + S^2-; ДР (Ag₂S) = [Ag⁺]² [S^2-].

Ва₃(Р0₄)₂ ↔ 3Ba²⁺ + 2PO₄^3-; ДР (Ba₃(PO₄)₂) = [Ва²⁺]³ [SO₄^2-]².