розчиномназивають гомогенну систему, що з кількох компонентів, тобто. утворену із двох або більше індивідуальних речовин. За визначенням Гіббса: розчин - це фаза змінного складу . Умовно склад розчину поділяють на розчинник(компонент, присутній у системі у відносно більшій кількості) та розчинена речовина(Інші компоненти). Розчин буде ідеальнимякщо утворення його не супроводжується зменшенням або збільшенням його обсягу, а також виділенням або поглинанням тепла. Ідеальні розчини підпорядковуються закону Рауля (див. нижче) при всіх концентраціях та всіх температурах. Реальнірозчини у зв'язку з явищами асоціації, дисоціації, сольватації та ін. не мають згаданих вище властивостей. Але в стані сильного розведення, а також, якщо вони утворені подібними за хімічним складом і фізичними властивостями речовинами, наближаються до ідеальних, тому до них можна з деяким наближенням застосовувати кількісні закономірності, що описують стан ідеальних розчинів.

Тут розглядаються лише розчини, у яких розчинником є ​​рідина (найчастіше вода), а розчиненими речовинами – гази, рідини чи тверді речовини. складрозчин характеризується кількістю розчиненої речовини (речовин) в одиниці кількості розчину або розчинника.

Осмос– мимовільний рух молекул розчинника через напівпроникну мембрану, що розділяє розчини різної концентрації, з меншого розчину концентрації в розчин з більш високою концентрацією, що призводить до розведення останнього. Як напівпроникна мембрана, через маленькі отвори якої можуть селективно проходити лише невеликі за обсягом молекули розчинника і затримуються великі або сольватовані молекули або іони, часто служить целофанова плівка – для високомолекулярних речовин, а для низькомолекулярних – плівка з ферроціаніду міді. Процес перенесення розчинника (осмос) можна запобігти, якщо на розчин з більшою концентрацією надати зовнішній гідростатичний тиск (в умовах рівноваги це буде так зване осмотичний тиск,що позначається буквою). Для розрахунку значення в розчинах неелектролітів використовується емпіричне рівняння Вант-Гоффа:

де С – молярна концентрація речовини, моль/кг;

R-універсальна газова постійна, Дж/моль · До.

Величина осмотичного тиску пропорційна числу молекул (загалом числу частинок) однієї чи кількох речовин, розчинених у цьому обсязі розчину, і залежить від їхньої природи і природи розчинника. У розчинах сильних або слабких електролітів загальна кількість індивідуальних частинок збільшується внаслідок дисоціації молекул, тому рівняння для розрахунку осмотичного тиску необхідно вводити відповідний коефіцієнт пропорційності, званий ізотонічним коефіцієнтом.

=iCRT, (4.2)

деi – ізотонічний коефіцієнт, що розраховується як відношення суми чисел іонів і молекул електроліту, що не продісоціювали, до початкового числа молекул цієї речовини.

Тож якщо ступінь дисоціації електроліту, тобто. відношення числа молекул, що розпалися на іони, до загального числа молекул розчиненої речовини, дорівнює і молекула електроліту розпадається при цьому наніонів, то ізотонічний коефіцієнт розраховується таким чином:

i= 1 + (n–1), ( i> 1). (4.3)

Для сильних електролітів можна прийняти = 1 , тоді i=n, і коефіцієнтi(також більше 1) носить назву осмотичного коефіцієнта

Явище осмосу має велике значення для рослинних і тваринних організмів, оскільки оболонки їх клітин по відношенню до розчинів багатьох речовин мають властивості напівпроникної мембрани. У чистій воді клітина сильно набухає, у ряді випадків аж до розриву оболонки, а в розчинах з високою концентрацією солей, навпаки, зменшується в розмірах і зморщується через велику втрату води. Тому при консервуванні харчових продуктів до них додається велика кількість солі чи цукру. Клітини мікроорганізмів у таких умовах втрачають значну кількість води та гинуть.

Осмотичний тиск забезпечує рух води в рослинах за рахунок відмінності осмотичних тисків між клітинним соком коренів рослин (5-20 бар) і ґрунтовим розчином, що додатково розбавляється при поливі. Осмотичний тиск обумовлює в рослині підйом води від коріння до вершини. Таким чином, клітини листя, втрачаючи воду, осмотично всмоктують її з клітин стебла, а останні беруть її з клітин кореня.

Розчинність газів у рідинахзмінюється в широких межах і залежить не тільки від природи газу та розчинника, а й від тиску та температури. Кількість розчиненого газу пропорційно тиску його парів над розчином ( закон Генрі). Розчинність газів зменшується зі збільшенням температури та присутності в розчині інших речовин.

Рівновага між рідиною та парою є динамічною – між ними відбувається безперервний обмін молекулами (частинками), причому кількість цих молекул, що проходять через одиницю поверхні поділу обох фаз в умовах рівноваги, однакова (в обох напрямках).

Згідно закону Раулявідносне зниження тиску пари розчинника (А) над розчином залежить тільки від мольної частки розчиненої в рідині речовини (В), тобто визначається числом частинок речовини В в одиниці об'єму, але не залежить від властивостей розчиненої речовини:

де N В – мольна частка речовини В у розчині, яка визначається за формулою

, (4.5)

де n-кількість моль речовини;

-Тиск насиченої пари над чистим розчинником;

Р А – тиск пари розчинника над розчином (при тій же температурі).

Закон Рауля виконується для ідеальних та сильно розведених розчинів.

Р А =
(При Т = Const), (4.6)

де N A - мольна частка речовини А в розчині, що визначається за формулою

. (4.7)

Наведене рівняння (4.6) показує, що тиск пари розчинника над реальним розчином прямо пропорційно мольній частці розчинника в цьому розчині.

При вирішенні завдань, пов'язаних з випаровуванням конденсованої фази чистої речовини, можна використовувати наступне рівняння:

(4.8)

де Р 1 та Р 2 – тиск пари при абсолютних температурах Т 1 та Т 2 відповідно;

-мольна теплота випаровування (пароутворення), що вважається постійною в даному температурному інтервалі;

R-Універсальна газова постійна.

Рідина кипитьпри тій температурі, за якої тиск насиченої пари над нею досягає зовнішнього тиску. Зі зростанням у ній концентрації розчиненої нелетючої речовини тиск пари розчинника над розчином знижується і розчин кипить при вищій температурі, ніж чистий розчинник. Підвищення (зміна) температури кипіннявід Т 0 для чистого розчинника до Т для розбавлених розчинів розраховують за допомогою наступного рівняння:

Т кіп = Т - Т о = К е · З m, в, (4.9)

де Т кип – підвищення температури кипіння розчину, К;

К е - ебуліоскопічний коефіцієнт, К · кг · моль - 1;

З рівняння (4.9) видно, що К е =Т кип. при З m В = 1 моль / кг. Підвищення температури кипіння залежить від концентрації розчину, тобто. від числа частинок в одиниці обсягу, але не залежить від типу та властивостей цих частинок.

Ебуліоскопічний коефіцієнт залежить тільки від природи розчинника та визначається наступним чином:

, (4.10)

де М А – молярна маса розчинника; г/моль;

Н ісп – мольна теплота випаровування чистого розчинника.

Оскільки
, (4.11)

де m B - маса розчиненої речовини, г;

m A – маса розчинника, г,

то рівняння (4.9) з урахуванням рівняння (4.11) можна записати:

. (4.12)

Отримане рівняння (4.12) можна використовувати для визначення невідомої молярної маси розчиненої речовини за експериментально знайденим значенням Т кип.

Для розрахунків підвищення температури кипіння розчинів слабких або сильних електролітів необхідно використовувати поняття про ізотонічний коефіцієнт i, наведений у розділі про осмотичний тиск (див. рівняння 4.3). Тоді рівняння (4.9) набуває такого вигляду:

Т кип = К Е · i · З m , В. (4.13)

Розчини замерзаютьпри нижчій температурі, ніж чистий розчинник, що є наслідком зниження тиску пари розчинника над розчином. Для розбавлених розчинів зниження температуризамерзаннявід Т 0 для чистого розчинника до Т для розчину залежить від кількісного складу розчину:

Т зам = Т 0 – Т = К к · С m , (4.14)

де Т зам – зниження температури замерзання розчину, К;

К к - кріоскопічний коефіцієнт, К · кг · моль - 1;

З m, В – моляльна концентрація речовини, моль/кг.

З рівняння (4.14) випливає, що Т зам = К к при С m , В = 1 моль/кг і зниження температури замерзання розчину визначається лише числом частинок в одиниці його обсягу, але залежить від природи цих частинок.

,(4.15)

де М А - молярна маса розчинника А, г/моль;

Н пл – мольна теплота плавлення чистого розчинника.

Якщо в масі розчинника m А знаходиться маса розчиненої речовини, то

,(4.16)

де m B - маса розчиненої речовини, г;

М – молярна маса розчиненої речовини, г/моль;

m A – маса розчинника, р.

Тоді рівняння (4.14) можна записати:

(4.17)

Рівняння (4.17) можна використовувати при експериментальному визначенні та розрахунку молярної маси невідомої речовини щодо зниження температури замерзання його розчину у відомому розчиннику.

Якщо розчинена речовина розпадається в розчині на іони, то збільшення числа частинок за рахунок дисоціації молекул враховується через введення ізотонічного коефіцієнта i(див. рівняння 4.3):

Т зам = До к · i · З m, В. (4.18)

приклад

Водний розчин спирту, що містить 0,17 г спирту і 20 г води, замерзає при температурі - 0,354 0 С. Розрахувати молярну масу спирту, якщо кріоскопічний коефіцієнт для води дорівнює 1,86 С · кг · моль -1.

Рішення

Для вирішення скористаємось рівнянням (1.60):

Відповідь. М сп = 46 г/моль.

Перший закон Коновалова(застосовуємо як для ідеальних, так і для розчинів, що відхиляються від закону Рауля): насичена пара над рівноважним йому розчином з двох рідин відносно багатшим тим компонентом, додавання якого до системи підвищує загальний тиск пари (або знижує температуру кипіння).Тому при випаровуванні розчину пара збагачена летючим компонентом, а рідина – менш летким. На відмінностях у складах розчину та рівноважної з ним пари заснований метод поділу сумішей (в основному органічних рідин) шляхом ректифікації. Повторюючи операції випаровування – конденсації можна отримати чисті компоненти. Насправді це реалізується в ректифікаційних колонках.

Для розчинів, які значно відхиляються від закону Рауля, на кривих залежності тиску пари над розчином від складу розчину часто є точка максимуму або мінімуму. В екстремальних точках склад пари збігається зі складом рідини(другий закон Коновалова).Такі суміші називаються азеотропними,розділити їх перегонкою (ректифікацією) не можна.

Для тих, що сильно відрізняються за своєю природою і з цієї причини практично незмішуютьсярідин тиск пари кожного компонента над сумішшю дорівнює тиску пари чистого компонента. Тоді повний тиск пари дорівнює сумі тисків насиченої пари обох компонентів у чистому стані (при цій же температурі):

Р = Р А + Р В. (4.19)

Однак температура кипіння такої суміші нижча за температур кипіння кожної з індивідуальних рідин. Ця властивість використовується для перегонки з водяною парою шляхом барботування його через рідину, що не змішується з водою, з подальшою конденсацією вихідних пар. Перегонка з водяною парою дозволяє відганяти висококиплячі рідини при температурі нижче 100°С.

В результаті вивчення даної теми ви дізнаєтесь: Чому розчини займають проміжне положення між сумішами та хімічними сполуками. Чим відрізняється ненасичений розчин від розведеного та насичений від концентрованого. Якими правилами слід керуватися при складанні іонних рівнянь. Чому при розчиненні у воді деяких солей змінюється реакція середовища (з нейтральним на кисле або лужне). В результаті вивчення даної теми ви навчитеся: Складати рівняння реакції іонного обміну. Складати повні та скорочені іонні рівняння гідролізу солей. Передбачати реакцію середовища у розчинах солей. Вирішувати задачі визначення концентрації розчинів. Навчальні питання:

9.1. Розчини та їх класифікація

Розчинами називають гомогенні системи, у яких одна речовина розподілена серед іншого (інших) речовин.

Розчини складаються з розчинника та розчиненої речовини (речовин). Ці поняття умовні. Якщо одним із складових розчинів речовин є рідина, іншими - гази чи тверді речовини, то розчинником зазвичай вважають рідину. В інших випадках розчинником вважають компонент, якого більше.

Газоподібні, рідкі та тверді розчини

В залежності від агрегатного станурозчинника розрізняють газоподібні, рідкі та твердірозчини. Газоподібним розчином є, наприклад, повітря та інші суміші газів. Морська вода - найпоширеніший рідкий розчин різних солей та газів у воді. До твердих розчинів належать багато металевих сплавів.

Справжні та колоїдні розчини

За ступенем дисперсностірозрізняють справжні та колоїдні розчини(Колоїдні системи). При утворенні справжніх розчинів розчинена речовина знаходиться у розчиннику у вигляді атомів, молекул або іонів. Розмір часток у таких розчинах дорівнює 10 -7 - 10 -8 см. Колоїдні розчини відносяться до гетерогенних систем, в яких частинки однієї речовини (дисперсна фаза) рівномірно розподілені в іншому (дисперсійне середовище). Розмір частинок у дисперсних системах знаходиться в межах від 10 -7 см до 10 -3 і більше см. Слід зазначити, що тут і надалі ми розглядатимемо справжні розчини.

Ненасичені, насичені та пересичені розчини

Процес розчинення пов'язані з дифузією, т. е. з мимовільним розподілом частинок однієї речовини між частинками іншого. Так, процес розчинення твердих речовин, що мають іонну будову, в рідинах можна представити наступним чином: під впливом розчинника руйнується кристалічна решітка твердої речовини, а іони розподіляються рівномірно по всьому об'єму розчинника. Розчин залишиться ненасиченимдоти, доки може переходити ще кілька речовини.

Розчин, у якому речовина за цієї температури більше не розчиняється, тобто. розчин, що знаходиться в стані рівноваги з твердою фазою речовини, що розчиняється, називається насиченим. Розчинність даної речовини дорівнює його концентрації у насиченому розчині.За строго певних умов (температура, розчинник) розчинність є величина постійна.

Якщо розчинність речовини збільшується зі зростанням температури, то охолоджуючи насичений при вищій температурі розчин, можна отримати пересиченийрозчин, тобто. такий розчин, концентрація речовини в якому вище концентрації насиченого розчину (при даних температурі та тиску). Пересичені розчини дуже нестійкі. Легкий струс судини або введення в розчин кристалів речовини, що знаходиться в розчині, викликає кристалізацію надлишку розчиненої речовини і розчин стає насиченим.

Розведені та концентровані розчини

Не слід плутати ненасичений та насичений розчини з розведеним та концентрованим. Поняття розбавлений та концентрований розчини – відносні та між ними не можна провести чіткої межі. Вони визначають співвідношення між кількостями розчиненої речовини та розчинника. У загальному випадку, розведені розчини – це розчини, що містять невеликі кількості розчиненої речовини порівняно з кількістю розчинника, концентровані з великим вмістом розчиненої речовини.

Наприклад, якщо при 20 o З розчинити в 100 г води 25 г NaCl, то отриманий розчин буде концентрованим, але ненасиченим, оскільки розчинність натрію хлориду при 20 o С становить 36 г в 100 г води. Максимальна маса AgI, яка розчиняється при 20 o С в 100 г Н 2 Про дорівнює 1,3 10 -7 г. Отриманий за цих умов розчин AgI буде насиченим, але дуже розбавленим.

9.2. Фізична та хімічна теорія розчинів; теплові явища при розчиненні

Фізична теоріярозчинів була запропонована В. Оствальдом (Німеччина) та С. Арреніусом (Швеція). Відповідно до цієї теорії частинки розчинника та розчиненої речовини (молекули, іони) рівномірно розподіляються по всьому об'єму розчину внаслідок процесів дифузії. При цьому між розчинником та розчиненою речовиною відсутня хімічна взаємодія.

Хімічна теоріябуло запропоновано Д.І. Менделєєвим. Відповідно до уявлень Д.І. Менделєєва між молекулами речовини, що розчиняється, і розчинником відбувається хімічна взаємодія з утворенням нестійких, що перетворюються одна в одну сполук розчиненої речовини з розчинником - сольватів.

Російські вчені І.А. Каблуков та В.А. Кістяковський об'єднали уявлення Оствальда, Арреніуса та Менделєєва, заклавши тим самим основу сучасної теорії розчинів. Відповідно до сучасної теорії у розчині можуть існувати не тільки частинки розчиненої речовини та розчинника, але й продукти фізико-хімічної взаємодії розчиненої речовини з розчинником – сольвати. Сольвати- Це нестійкі сполуки змінного складу. Якщо розчинником є ​​вода, їх називають гідратами. Сольвати (гідрати) утворюються за рахунок іон-дипольної, донорно-акцепторної взаємодії, утворення водневих зв'язків тощо. Наприклад, при розчиненні NaCl у воді між іонами Na + , Cl і молекулами розчинника виникає іон-дипольна взаємодія. Утворення гідратів аміаку при його розчиненні у воді відбувається за рахунок утворення водневих зв'язків.

Гідратна вода іноді настільки міцно зв'язується з розчиненою речовиною, що виділяється разом із розчином. Кристалічні речовини, що містять молекули води, називаються кристалогідратами, а вода, що входить до складу таких кристалів, називається кристалізаційної. Прикладами кристалогідратів є мідний купорос CuSO 4 ·5H 2 O, алюмокалієві галун KAl(SO 4) 2 ·12H 2 O.

Теплові ефекти при розчиненні

В результаті зміни структури речовин при переході їх з індивідуального стану в розчин, а також в результаті взаємодій, що відбуваються, змінюються властивості системи. Про це вказують, зокрема, теплові ефекти розчинення. При розчиненні відбуваються два процеси: руйнування структури речовини, що розчиняється, і взаємодія молекул розчиненої речовини з молекулами розчинника. Взаємодія розчиненої речовини із розчинником називається сольватацією. На руйнування структури речовини, що розчиняється, витрачається енергія, а взаємодія частинок розчиненої речовини з частинками розчинника (сольватація) - процес екзотермічний (іде з виділенням теплоти). Таким чином, процес розчинення може бути екзотермічним або ендотермічним залежно від співвідношення цих теплових ефектів. Наприклад, при розчиненні сірчаної кислоти спостерігається сильне розігрів розчину, тобто. виділення теплоти, а при розчиненні нітрату калію – сильне охолодження розчину (ендотермічний процес).

9.3. Розчинність та її залежність від природи речовин

Розчинність - найбільш вивчена властивість розчинів. Розчинність речовин у різних розчинниках коливається у межах. У табл. 9.1 наведено розчинність деяких речовин у воді, а в табл. 9.2 – розчинність йодиду калію у різних розчинниках.

Таблиця 9.1

Розчинність деяких речовин у воді при 20 o С

Речовина		Речовина	Розчинність, г на 100 г H 2 O

Таблиця 9.2

Розчинність іодиду калію в різних розчинниках при 20 o С

Розчинність залежить від природи розчиненої речовини та розчинника, а також від зовнішніх умов (температури, тиску). У довідкових таблицях, що використовуються в даний час, пропонується підрозділяти речовини на добре розчинні, малорозчинні і нерозчинні. Такий поділ не зовсім правильний, оскільки абсолютно нерозчинних речовин немає. Навіть срібло та золото розчиняються у воді, проте їх розчинність вкрай незначна. Тому в цьому посібнику ми будемо використовувати лише дві категорії речовин: добре розчинніі малорозчинні. Нарешті не застосовується для інтерпретації розчинності поняття "легко" і "важко" розчинний, оскільки ці терміни характеризують кінетику процесу розчинення, а не його термодинаміку.

Залежність розчинності від природи розчиненої речовини та розчинника

Нині немає теорії, з допомогою якої можна було лише обчислити, а й навіть передбачати розчинність. Це пояснюється відсутністю загальної теорії розчинів.

Розчинність твердих речовин у рідинахзалежить від типу зв'язку в їх кристалічних ґратах. Наприклад, речовини з атомними кристалічними гратами (вуглець, алмаз та ін.) Мало розчинні у воді. Речовини з іонними кристалічними ґратами, як правило, добре розчиняються у воді.

Правило, встановлене з багатовікового досвіду дослідження розчинності, свідчить: "подібне добре розчиняється в подібному". Речовини з іонним чи полярним типом зв'язку добре розчиняються у полярних розчинниках. Наприклад, солі, кислоти, спирти добре розчиняються у воді. У той же час неполярні речовини зазвичай добре розчиняються в неполярних розчинниках.

Для неорганічних солей характерна різна розчинність у питній воді.

Так, більшість солей лужних металів та амонію добре розчиняються у воді. Добре розчинні нітрати, нітрити та галогеніди (крім галогенідів срібла, ртуті, свинцю та талію) та сульфати (крім сульфатів лужноземельних металів, срібла та свинцю). Для перехідних металів характерна невелика розчинність їх сульфідів, фосфатів, карбонатів та інших солей.

Розчинність газів у рідинах також залежить від їхньої природи. Наприклад, у 100 об'ємах води при 20 o З розчиняється 2 об'єми водню, 3 об'єми кисню. У тих самих умовах у 1 обсязі Н 2 Про розчиняється 700 об'ємів аміаку. Таку велику розчинність NH3 можна пояснити його хімічною взаємодією з водою.

Вплив температури на розчинність газів, твердих речовин та рідин

При розчиненні газів у воді внаслідок гідратації молекул розчиняється виділяється теплота. Тому відповідно до принципу Ле Шательє у разі підвищення температури розчинність газів знижується.

Температура по-різному впливає на розчинність твердих речовин у воді. Найчастіше розчинність твердих речовин зростає з підвищенням температури. Наприклад, розчинність нітрату натрію NaNO 3 та нітрату калію КNO 3 при нагріванні збільшується (процес розчинення протікає з поглинанням теплоти). Розчинність NaCl при збільшенні температури зростає трохи, що пов'язано з майже нульовим тепловим ефектом розчинення кухонної солі. Розчинність гашеного вапна у воді з підвищенням температури зменшується, оскільки ентальпія гідратації переважає над величиною Н руйнування кристалічної решітки цієї сполуки, тобто. процес розчинення Ca(OH) 2 екзотермічний.

Найчастіше взаємна розчинність рідин також зростає з підвищенням температури.

Вплив тиску на розчинність газів, твердих речовин та рідин

На розчинність твердих і рідких речовин у рідинах тиск практично не впливає, оскільки зміна об'єму при розчиненні невелика. При розчиненні газоподібних речовин рідини відбувається зменшення обсягу системи, тому підвищення тиску призводить до збільшення розчинності газів. Загалом залежність розчинності газів від тиску підпорядковується закону У. Генрі(Англія, 1803 р.): розчинність газу при постійній температурі прямо пропорційна його тиску над рідиною.

Закон Генрі справедливий лише при невеликих тисках для газів, розчинність яких порівняно невелика і за умови відсутності хімічної взаємодії між молекулами газу, що розчиняється, і розчинником.

Вплив сторонніх речовин на розчинність

У присутності у воді інших речовин (солей, кислот та лугів) розчинність газів зменшується. Розчинність газоподібного хлору в насиченому водяному розчині кухонної солі в 10 разів менше. Чим у чистій воді.

Ефект зниження розчинності у присутності солей називається висолюванням. Зниження розчинності обумовлено гідратацією солей, що викликає зменшення кількості вільних молекул води. Молекули води, пов'язані з іонами електроліту, не є розчинником інших речовин.

9.4. Концентрація розчинів

Існують різні способи чисельного виразу складу розчинів: масова частка розчиненої речовини, молярність, титр та ін.

Масова частка- Це відношення маси розчиненої речовини m до маси всього розчину. Для бінарного розчину, що складається з розчиненої речовини та розчинника:

де ω – масова частка розчиненої речовини, m – маса розчиненої речовини, M – маса розчинника. Масову частку виражають у частках від одиниці чи відсотках. Наприклад, ω = 0,5 або ω = 50%.

Слід пам'ятати, що лише маса є адитивною функцією (маса цілого дорівнює сумі мас складових). Об'єм розчину не підпорядковується цьому правилу.

Молярна концентраціяабо молярність- Це кількість розчиненої речовини в 1 літрі розчину:

де C – молярна концентрація розчиненої речовини X, моль/л; n – кількість розчиненої речовини, моль; V – об'єм розчину, л.

Молярна концентрація позначається числом та літерою “М”, наприклад: 3М КОН. Якщо в 1 л розчину міститься 0,1 моль речовини, він називається децимолярним, 0,01 моль – сантимолярним, 0,001 моль – миллимолярным.

Титр- Це число грамів розчиненої речовини, що міститься в 1 мл розчину, тобто.

де T – титр розчиненої речовини, г/мл; m – маса розчиненої речовини, г; V – об'єм розчину, мл.

Мольна частка розчиненої речовини– безрозмірна величина, що дорівнює відношенню кількості розчиненої речовини n до загальної кількості розчиненої речовини n та розчинника n" :

,

де N – мольна частка розчиненої речовини, n – кількість розчиненої речовини, моль; n" – кількість речовини розчинника, моль.

Мольний відсоток є відповідною часткою, помноженою на 100%.

9.5. Електролітична дисоціація

Речовини, молекули яких у розчинах чи розплавах повністю чи частково розпадаються на іони, називаються електролітами. Розчини та розплави електролітів проводять електричний струм.

Речовини, молекули яких у розчинах чи розплавах на іони не розпадаються та електричний струм не проводять, називаються неелектролітами.

До електролітів відноситься більшість неорганічних кислот, основ і майже всі солі, до неелектролітів - багато органічних сполук, наприклад, спирти, ефіри, вуглеводи, і т.д.

У 1887 р. шведський вчений С. Арреніус висунув гіпотезу електролітичної дисоціації, згідно з якою при розчиненні електролітів у воді відбувається їхній розпад на позитивно та негативно заряджені іони.

Дисоціація - оборотний процес: паралельно з дисоціацією протікає зворотний процес з'єднання іонів (асоціація). Тому при написанні рівнянь реакції дисоціації електролітів особливо у концентрованих розчинах ставлять знак оборотності. Наприклад, дисоціацію хлориду калію в концентрованому розчині слід записувати у вигляді:

КС1 К++ С1 – .

Розглянемо механізм електролітичної дисоціації. Найлегше в полярних розчинниках дисоціюють речовини з іонним типом зв'язку. При їх розчиненні, наприклад, у воді полярні молекули Н 2 Про притягуються своїми позитивними полюсами до аніонів, негативними полюсами - до катіонів. Через війну зв'язок між іонами слабшає, і електроліт розпадається на гідратовані іони, тобто. іони пов'язані з молекулами води. Аналогічно дисоціюють електроліти, утворені молекулами з ковалентним полярним зв'язком (НС1, НBr, H 2 S).

Таким чином, гідратація (сольватація) іонів є основною причиною дисоціації. В даний час загальноприйнято вважати, що у водному розчині більшість іонів гідратовано. Наприклад, іон водню Н+ утворює гідрат складу Н3О+, який називається іоном гідроксонію. Крім Н 3 Про + в розчині є також іони Н 5 Про 2 + (Н 3 Про + · Н 2 Про), Н 7 Про 3 + (Н 3 Про + · 2Н 2 Про) і Н 9 Про 4 + (Н 3 Про + · 3Н2О). При складанні рівнянь процесів дисоціації та написанні рівнянь реакцій в іонній формі для спрощення запису іон гідроксонію Н2О+ зазвичай замінюють на негідратований іон Н+. Слід пам'ятати, що ця заміна умовна, оскільки у водних розчинах протон не може існувати, оскільки практично миттєво протікає реакція:

Н + + Н 2 О = Н 3 О +.

Оскільки не встановлено точну кількість молекул води, пов'язаних з гідратованими іонами, при написанні рівнянь реакції дисоціації використовуються символи негідратованих іонів:

СН3СООН СН3СОО - + Н +.

9.6. Ступінь дисоціації; асоційовані та неасоційовані електроліти

Кількісною характеристикою дисоціації електроліту на іони у розчині є ступінь дисоціації. Ступінь дисоціації - це відношення числа молекул, що розпалися на іони N" до загального числа розчинених молекул N:

Ступінь дисоціації виражають у відсотках чи частках одиниці. Якщо α = 0, то дисоціація відсутня, і якщо α = 1, то електроліт повністю розпадається на іони. Відповідно до сучасних уявлень теорії розчинів електроліти поділяються на дві групи: асоційовані (слабкі) та неасоційовані (сильні).

Для неасоційованих (сильних) електролітів у розведених розчинах = 1 (100%), тобто. у розчинах вони існують виключно у вигляді гідратованих іонів.

Асоційовані електроліти можна умовно поділити на три групи:

слабкі електролітиіснують у розчинах переважно у вигляді недисоційованих молекул; ступінь їхньої дисоціації невелика;

іонні асоціатиутворюються в розчинах внаслідок електростатичної взаємодії іонів; як вище зазначалося, асоціація має місце у концентрованих розчинах добре дисоціюючих електролітів; прикладами асоціатів є іонні пари(До + Cl – ,СаС1 +), іонні трійники(K 2 Cl + , KCl 2 –) та іонні квадрополі(K 2 Cl 2 , KCl 3 2– , K 3 Cl 2 +);

іонні та молекулярні комплекси, (наприклад, 2+, 3–), які незначно дисоціюють у воді.

Характер дисоціації електроліту залежить від природи розчиненої речовини та розчинника, концентрації розчину, температури. Ілюстрацією цього положення може бути поведінка хлориду натрію в різних розчинниках, табл. 9.3.

Таблиця 9.3

Властивості хлориду натрію у воді та в бензолі при різних концентраціях і температурі 25 o С

До сильних електролітів у водних розчинах відносяться більшість солей, лугу, ряд мінеральних кислот (НС1, HBr, НNО3, H2SO4, НС1O4 та ін.). До слабких електролітів належать майже всі органічні кислоти, деякі неорганічні кислоти, наприклад, H 2 S, HCN, H 2 CO 3 , HСlO та вода.

Дисоціація сильних та слабких електролітів

Рівняння дисоціації сильних електролітів у розведених водних розчинах можна так:

HCl = H + + Cl – ,

Ba(OH) 2 = Ba 2+ + 2OH – ,

K 2 Cr 2 O 7 = 2K + + Cr 2 O 7 2– .

Між правою та лівою частинами рівняння реакції дисоціації сильного електроліту можна поставити і знак оборотності, але тоді вказується, що a 1. Наприклад:

NaOH Na + + OH – .

Процес дисоціації асоційованих електролітів оборотний, тому у рівняння їх дисоціації необхідно обов'язково поставити знак оборотності:

HCN H++ CN – .

NH 3 ·H 2 O NH 4 + + OH – .

Дисоціація асоційованих багатоосновних кислот відбувається східчасто:

H 3 РO 4 H + + НРO 4 – ,

Н 2 РO 4 H + + НРO 4 2– ,

НРO 4 2– H + + РO 4 3– ,

Дисоціація утворених слабкими кислотами кислих солей та основних солей, утворених сильними кислотами у розведених розчинах відбувається наступним чином. Перший етап характеризується ступенем дисоціації, близькою до одиниці:

NaНCO 3 = Na + + НCO 3 – ,

Cu(OH)Cl = Cu(OH) + + Cl – .

Ступінь дисоціації для другого етапу набагато менше одиниці:

НCO 3 Н + + CO 3 2– ,

Cu(OH) + Cu 2+ + ВІН – .

Очевидно, що зі збільшенням концентрації розчину ступінь дисоціації асоційованого електроліту зменшується.

9.7. Реакції іонного обміну у розчинах

Згідно з теорією електролітичної дисоціації всі реакції у водних розчинах електролітів відбуваються не між молекулами, а між іонами. Для відображення сутності таких реакцій використовують звані іонні рівняння. При складанні іонних рівнянь слід керуватися такими правилами:

Малорозчинні та мало дисоційовані речовини, а також гази записуються в молекулярній формі.

Сильні електроліти, що практично повністю дисоційовані у водному розчині, записують у вигляді іонів.

Сума електричних зарядів у правій та лівій частинах іонного рівняння має бути рівною.

Розглянемо ці становища на конкретних прикладах.

Запишемо два рівняння реакцій нейтралізації у молекулярній формі:

KOH + HCl = KCl + H 2 O, (9.1)

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O. (9.2)

В іонній формі рівняння (9.1) та (9.2) мають такий вигляд:

K + + OH - + H + + Cl - = K + + Cl - + H 2 O, (9.3)

2Na + + 2OH – + 2H + + SO 4 2– = 2Na + + SO 4 2– + 2H 2 O. (9.4)

Скоротивши однакові іони в обох частинах рівнянь (9.3) та (9.4), перетворимо їх в одне скорочене іонне рівняння взаємодії лугу з кислотою:

Н + + ВІН - = Н 2 О.

Отже, сутність реакції нейтралізації зводиться взаємодії іонів Н + і ОН – , у результаті якого утворюється вода.

Реакції між іонами у водних розчинах електролітів протікають практично до кінця, якщо реакції утворюються осад, газ або слабкий електроліт (наприклад, Н 2 О).

Розглянемо тепер реакцію між розчинами хлориду калію та нітрату натрію:

KCl + NaNO 3 KNO 3 + NaCl. (9.5)

Оскільки речовини, що утворюються, добре розчиняються у воді і не видаляються зі сфери реакції, то реакція оборотна. Іонне рівняння реакції (9.5) запишеться так:

K + + Cl - + Na + + NO 3 - K + + NO 3 - + Na + + Cl -. (9.6)

З погляду теорії електролітичної дисоціації дана реакція не йде, оскільки у розчині всі розчинні речовини присутні виключно у вигляді іонів, рівняння (9.6). Але якщо змішати гарячі насичені розчини KCl і NaNO 3 випаде осад NaCl. Це пов'язано з тим, що при температурі 30 o З і вище найнижча розчинність серед солей, що розглядаються, спостерігається у хлориду натрію. Таким чином, на практиці слід враховувати, що процеси, оборотні в одних умовах (у разі розбавлених розчинів), стають незворотними за якихось інших умов (гарячі насичені розчини).

Окремим випадком реакції обміну в розчинах є гідроліз.

9.8. Гідроліз солей

Досвід показує, що не тільки кислоти та основи, але й розчини деяких солей мають лужну чи кислу реакцію. Зміна реакції середовища відбувається в результаті гідроліза розчиненої речовини. Гідроліз – це обмінна взаємодія розчиненої речовини (наприклад, солі) із водою.

Електролітична дисоціація солей та води є причиною гідролізу. Гідроліз відбувається у тих випадках, коли іони, що утворюються при дисоціації солі, здатні чинити сильну поляризуючу дію на молекули води (катіони) або давати з ними водневі зв'язки (аніони), що призводить до утворення малодисоційованих електролітів.

Рівняння гідролізу солей прийнято записувати в іонній та молекулярній формах, при цьому необхідно враховувати правила написання іонних рівнянь реакцій обміну.

Перш ніж розпочати розгляд рівнянь реакцій гідролізу, слід зазначити, що солі, утворені сильною основою та сильною кислотою(наприклад, NaNO 3 , ВаCl 2 , Na 2 SO 4), при розчиненні у воді гідролізу не піддаються. Іони таких солей не утворюють з Н 2 Про слабких електролітів і розчини цих солей мають нейтральну реакцію.

Різні випадки гідролізу солей

1. Солі, утворені сильною основою та слабкою кислотоюнаприклад, CH 3 COONa, Na 2 CO 3 , Na 2 S, KCN гідролізуються по аніону. Як приклад розглянемо гідроліз CH 3 COONa, що призводить до утворення малодисоціюючої оцтової кислоти:

СН3СОО – + НОН СН 3 СООН + ВІН – ,

СН3СООNa + НОН СН 3 СООН + NaОН.

Оскільки в розчині з'являється надлишок гідроксид іонів, розчин приймає лужну реакцію.

Гідроліз солей багатоосновних кислот протікає східчасто, і при цьому утворюються солі кислі, точніше, аніони кислих солей. Наприклад, гідроліз Na 2 CO 3 може бути виражений рівняннями:

1 ступінь:

CO 3 2– + HOH HCO 3 – + OH – ,

Na2CO3+HOH NaHCO3+NaOH.

2 ступінь

HCO 3 – + HOH H 2 CO 3 + OH – ,

NaHCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NaOH.

Іони, що утворюються в результаті гідролізу по першому ступені, - значною мірою пригнічують другий ступінь гідролізу, в результаті гідроліз по другому ступені протікає в незначній мірі.

2. Солі, утворені слабкою основою та сильною кислотоюнаприклад, NH 4 Cl, FeCl 3 , Al 2 (SO 4) 3 гідролізуються по катіону. Прикладом є процес

NH 4 + + HOH NH 4 OH + H + ,

NH 4 Cl + HOH NH 4 OH + HCl.

Гідроліз обумовлений утворенням слабкого електроліту - NH 4 OH (NH 3 · H 2 O). В результаті рівновага електролітичної дисоціації води зміщується і в розчині з'являється надлишок іонів Н + . Таким чином, розчин NH 4 Cl виявлятиме кислу реакцію.

При гідролізі солей, утворених багатокислотними основами, утворюються основні солі, точніше катіони основних солей. Розглянемо як приклад гідроліз хлориду заліза (II):

1 ступінь

Fe 2+ + HOH FeOH + + H + ,

FeCl 2 + HOH FeOHCl + HCl.

2 ступінь

FeOH + + HOH Fe(OH) 2 + H + ,

FeOHCl + HOH Fe(OH) 2 + HCl.

Гідроліз по другому ступені протікає незначно в порівнянні з гідролізом по першому ступені і вміст розчину продуктів гідролізу по другому ступені дуже мало.

3. Солі, утворені слабкою основою та слабкою кислотою, наприклад, CH 3 COONH 4 , (NH 4) 2 CO 3 , HCOONH 4 гідролізуються і по катіону, і по аніону. Наприклад, при розчиненні у воді СH 3 COONH 4 утворюються малодисоціюючі кислота і основа:

СH 3 COO - + NH 4 + + HOH СH 3 COOH + NH 4 OH,

СH3COONH 4 + HOH СH 3 COOH + NH 4 OH.

В цьому випадку реакція розчину залежить від сили утворюються в результаті гідролізу слабких кислоти та основи. Оскільки в прикладі СH 3 COOH і NH 4 OH приблизно рівні по силі, то розчин солі буде нейтральним.

При гідролізі HCOONH 4 реакція розчину буде слабокислою, оскільки мурашина кислота сильніша за оцтову.

Гідроліз ряду солей, утворених дуже слабкими основами та слабкими кислотами, наприклад, сульфіду алюмінію, протікає незворотно:

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.

4. Ряд обмінних реакцій у розчинах супроводжуються гідролізом і протікають необоротно.

А) При взаємодії розчинів солей двовалентних металів (крім кальцію, стронцію, барію та заліза) з водними розчинами карбонатів лужних металів в результаті часткового гідролізу в осад випадають основні карбонати:

2MgSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = Mg 2 (OH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4 ,

3 Pb(NO 3) 2 + 3Na 2 CO 3 + H 2 O = Pb 3 (OH) 2 (CO 3) 2 + CO 2 + 6NaNO 3 .

Б) При змішуванні водних розчинів тривалентних алюмінію, хрому та заліза з водними розчинами карбонатів та сульфідів лужних металів не утворюються карбонати та сульфіди тривалентних металів – протікає їх незворотний гідроліз і в осад випадають гідроксиди:

2AlCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(ОН) 3 + 3С 2 + 6KCl,

2Cr(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaNO 3 .

Лекція 5: Розчини. Властивості розчинів. Способи вираження концентрації розчинів.

План лекції:

1. Поняття про розчини. Класифікація розчинів.

4. Способи вираження концентрації розчинів.

5. Колігативні властивості розчинів.

1.Розчини. Класифікація розчинів.

розчином називається гомогенна (однорідна) система, що складається з двох або більше незалежних компонентів (розчинена речовина та розчинник), а також продуктів їх взаємодії. Компонент, кількість якого переважає у цій системі, називають розчинником.

За агрегатним станом розчини діляться:

газоподібні розчини : повітря - це розчин кисню, пари води, вуглекислого газу СО2 і шляхетних газів; тверді розчини : сплави металів; рідкі розчини у свою чергу діляться: розчини твердих речовин у рідинах: сіль+Н2О, цукор+Н2О, йод+Н2О розчини газоподібних речовин у рідинах: лимонади, нашатирний спирт

3. розчини рідких речовин у рідинах: оцет, (спирт + вода)

Найбільше значення для хімії мають розчини, у яких розчинником є ​​рідина. Відносний вміст компонентів у розчині може бути будь-яким, він обмежений лише взаємною розчинністю речовин, яка залежить від їхньої хімічної природи, їх спорідненості один до одного, а також від умов приготування розчинів – температури, тиску (у разі розчинення газів), присутності інших розчинених речовин. .

За відносними кількостями розчиненої речовини та розчинники розчини бувають: розведені і концентровані .

За співвідношенням переважання частинок, що переходять у розчин і видаляються з розчину, розрізняють розчини насичені , ненасичені і перенасичені .

Насичений розчин - це розчин, який знаходиться в рівновазі з твердою фазою розчиненої речовини і містить максимально можливу за цих умов кількість цієї речовини.

Розчин концентрація якого нижче концентрації насиченого розчину називається ненасиченим . У такому розчині можна за тих же умов розчинити додаткову кількість тієї ж речовини.

Якщо розчин, насичений при нагріванні, обережно охолодити до кімнатної температури так, щоб не виділялися кристали солі, то утворюється перенасичений розчин. Таким чином, перенасиченим називається розчин, у якому при цій температурі міститься більша кількість розчиненої речовини, ніж можливо в насиченому розчині. Перенасичений розчин нестабільний, і за зміни умов (наприклад при енергійному струшуванні чи внесенні кристаліка солі – затравки для кристалізації) утворюється насичений розчин і осад кристалів солі.

2. Розчинність речовин. Чинники, що впливають розчинність речовин.

Кількісною характеристикою співвідношення компонентів насиченого розчину є розчинність . Найбільш поширеними способами такої характеристики є:

· коефіцієнт розчинності речовини (Р) - Найбільша маса речовини, здатна при даній температурі розчинитися в 100 г розчинника. Наприклад, при 20?С в 100 г води з утворенням насиченого розчину розчиняється 36,0 г NaCI, значить Р(NaCI) = 36.

· молярна розчинність речовини ( S) - Число молей речовини, здатне при даній температурі розчинитися в 1 л зазначеного розчинника з утворенням насиченого розчину. Так, S(NaCI) = 6,154 моль\л

· коефіцієнт поглинання газу -Найбільший обсяг газу, який може розчинитися в одиниці об'єму розчинника при даній температурі і парціальному тиску газу 1 атм. Так при 20? З коефіцієнти поглинання водою азоту і кисню, молекули яких неполярні, становлять відповідно 0,016 і 0,031. Для газів, молекули яких полярні, коефіцієнт їх поглинання водою значно вищий, наприклад, для HCI – 500, NH3 – 1300.

Розчинність речовин істотно залежить від природи речовини, що розчиняється, і розчинника, температури і тиску.

Залежність від природи реагуючих речовин

Найбільша розчинність досягається тоді, коли ці сили міжмолекулярної взаємодії мають подібний характер: "подібне розчиняється в подібному". Так речовини з іонним типом хімічного зв'язку (солі, луги) або полярні (спирти, альдегіди) добре розчиняються в полярних розчинниках, наприклад у воді. І навпаки малополярні сполуки, наприклад, оксид вуглецю (II) добре розчиняються в неполярних сполуках, наприклад, у сірковуглецю.

Залежність від температури.

Так як розчинення процес оборотний, значить до нього застосовний принцип Ле-Шательє: якщо розчинення речовини відбувається з поглинанням теплоти, підвищення температури призводить до збільшення розчинності.

Для більшості твердих речовин підвищення температури сприяє збільшенню розчинності.

Для газів підвищення температури сприяє зменшенню розчинності, оскільки зв'язки між молекулами розчинної речовини та розчинника – неміцні.

3. Сутність процесу розчинення. Термодинаміка процесу розчинення.

Розчинення речовин часто відбувається із виділенням чи поглинанням теплоти, іноді із зміною обсягу. Основоположником теорії розчинів є. Сутність процесу розчинення зводиться до наступного:

У розчинах між компонентами розчину є взаємодія, що призводить до утворення нестійких сполук змінного складу. Ці сполуки розчиненої речовини та розчинника називається сольватами , якщо розчинник – вода, їх називають гідратами . Розчин є динамічною системою, в якому з'єднання, що розпадаються, знаходяться в рухомій рівновазі з продуктами розпаду відповідно до закону діючих мас. Сольватація (гідратація) обумовлена ​​силами Ван-дер-Ваальса, що діють між розчиненими речовиною та розчинником. Сольватація протікає тим краще, що більш полярні молекули, що становлять розчин. Вода - добрий розчинник, оскільки її молекули сильно полярні. Гідратна вода може бути пов'язана з молекулами твердої речовини та входити до складу кристалів ( кристалогідрати ): CuSO4 ∙ 5 H2O –мідний купорос, CaSO4 ∙ 2 H2O – гіпс.

Процес розчинення можна виразити схемою:

розчинена речовина + розчинник - речовина в розчині ± ∆ Н.

Тепловий ефект, що супроводжує процес розчинення, що відноситься до 1 молю розчиненої речовини називається молярною теплотою розчинення ∆ Нрозтв.

∆Нрозтв.= ∆Н1 + ∆Н2

∆Н1 > 0 - кількість теплоти, витраченої на розподіл частинок речовини, що розчиняється серед молекул розчинника (процес ендотермічний).

∆Н2 < 0 - тепловой эффект сольватации (процесс экзотермический).

Тепловий ефект сольватації - кількість теплоти, що виділяється при взаємодії розчиненої речовини з молекулами розчинника та утворення зв'язків між ними.

для твердої речовини:

∆Н1 > 0 - енергія необхідна для руйнування кристалічних ґрат і енергія необхідна для розриву зв'язків між молекулами розчинника (процес ендотермічний).

Залежно від цього переважає перша або друга складові, процес розчинення може бути екзотермічний або ендотермічний:

якщо │ ∆Н2 │> │∆ Н1│, процес екзотермічний та ∆Н< 0;

якщо │∆Н2 │< │∆ Н1│, процесс эндотермический и ∆Н > 0.

4. Способи вираження складу розчинів.

Склад розчинів кількісно прийнято виражати через безрозмірні кількісні величини – частки (масову, об'ємну, молярну) та розмірні величини – концентрації.

Масова частка (W) або процентна концентрація - відношення маси розчиненої речовини до маси розчину. Масова частка – безрозмірна величина, її виражають у частках від одиниці у відсотках (10%). Масова частка показує, скільки грамів даної речовини знаходиться в 100 г розчину

m в-ва m в-ва

W(A)=mрозчину * 100% =mр-ра +mр-ля * 100%

mв-ва - маса розчиненої речовини, г

mв-ва - маса розчину, г

m р-ля – маса розчинника, г.

W (NaOH) = 5% або 0,05 означає, що

5 г NaOH знаходиться в 100г розчину,

5 г NaOH знаходиться в 95 г води

Об'ємна частка j- відношення об'єму розчиненої речовини до об'єму розчину.

V( A) V(A)-об'єм компонента А

j(А) =V V-об'єм ротсвора.

Молярна частка N– відношення числа молей розчиненої речовини до суми числа молей розчиненої речовини та розчинника.

n a na -кількість компонентів А

Nа =na+nвnв -кількість розчинника

m a /M a .

Na= ma/Ma+mв/Mв

Концентрація показує відношення маси чи кількості речовини обсягу розчину.

Молярна концентрація (молярність) Див (моль/л) - Показує число молей розчиненої речовини в одному літрі розчину, виражається відношенням кількості розчиненої речовини до об'єму розчину.

na 3

Див (А) =V [моль/м, моль/л]

m a

Див = Ma*V

См-молярна концентрація розчину.

ma - маса речовини в грамах

Ma - молярна маса речовини в г/моль

V – об'єм розчину в літрах

Для позначення молярної концентрації застосовуються символи:

1М-одномолярний розчин См = 1 моль/л

0,1М-децимолярний розчин См = 0,1 моль/л

Розчин, в якому міститься 1 моль розчиненої речовини, називається одномолярним.

2М розчин NaOH означає, що 2 молячи NaOH міститься в 1 літрі розчину, тобто 2 * 40 = 80 г NaOH.

Нормальна концентрація (нормальність розчину) або молярна концентрація еквівалента, Сн (екв/л) -Показує число еквівалентів розчиненої речовини, що містяться в одному літрі розчину.

n екв. a

Сн =V

m a

Сн = Меква*V

Сн - нормальна концентрація [моль/л]

Меква – еквівалентна маса речовини в г/моль

ma - маса речовини в грамах

V – об'єм розчину в літрах

1Н - однонормальний розчин Сн = 1 моль/л

0,1Н - децинормальний розчин Сн = 0,1 моль/л

0,01Н - сантинормальний розчин Сн = 0,01 моль/л

Еквівалентом речовини називається реальна або умовна частка речовини, яка може заміщати, приєднувати, вивільнятися або будь-яким чином еквівалентна (рівнозначна) одному катіону H в кислотно-основних розчинах або одному електрону в окислювально-відновних реакціях. Число, що показує, яка частка реальної частинки речовини еквівалентна одному катіону H або одному електрону називається фактором еквівалентності ( f екв) . Кількість еквівалента (n екв) так само, як і кількість речовини вимірюється в молях. Маса одного моля еквівалента називається молярною масою еквівалента (М екв) як і молярна маса вимірюється в г/моль. Між собою ці дві маси пов'язані наступним співвідношенням:

Мекв = М *fекв

для кислоти

1

fекв =n(Н)

n(Н) – кількість іонів водню, здатних заміщатися на метал (основність кислоти)

для основи

1

fекв =n(ВІН)

n(ОН) – число іонів гідроксогруп (кислотність основи)

для солей

1

fекв = число атомів металу * заряд іона металу

З урахуванням фактора еквівалентності:

m a

Сн = Ма *fекв *V

Титр розчину Т – показує масу розчиненої речовини, що міститься в 1 мл розчину.

m a

Т = 1000 [г/мл]

Див*М А Див*М еА

Т = 1000 = 1000

Моляльна концентрація (моляльність С m)- відношення кількості розчиненої речовини до маси розчинника, що виражається в кілограмах.

n a

Зm =mрозчинника [моль/кг Н2О]

1000 ma

Зm =Ma*m Н2О

1000 - коефіцієнт переведення грамів у кілограми

Колігативні властивості розчинів.

Властивості розчинів, які залежать тільки від концентрації частинок у розчині та не залежать від природи розчиненої речовини, називаються колігативними.

Розчини, утворені частинками строго однакового розміру, між якими діють приблизно однакові сили міжмолекулярної взаємодії, не відбувається хімічної взаємодії, зміни температури та об'єму називаються ідеальними. До ідеальних розчинів прагнуть дуже розбавлені розчини.

Колігативні властивості розведених розчинів можуть бути кількісно описані і виражені у вигляді законів. До них відносяться:

· Осмотичний тиск

· тиск насиченої пари розчинника над розчином

· Температура кристалізації розчину

· Температура кипіння розчину

Осмос. Осмотичний тиск.

Розчини однорідні у всіх частинах обсягу. Якщо в один посуд помістити концентрований розчин, а зверху розведений, то через деякий час ця неоднорідна маса знову стане однорідною. Такий мимовільний процес перемішування речовини, що призводить до вирівнювання його концентрації, називається дифузією.

Якщо між двома розчинами помістити напівпроникну перегородку (мембрану), вирівнювання концентрацій буде проходити тільки внаслідок переміщення молекул води. Така одностороння дифузія називається осмосом.

Осмос - одностороння мимовільна дифузія молекул розчинника через напівпроникну перегородку з розчину з низькою концентрацією в розчин з більш високою концентрацією.

Напівпроникні перегородки здатні пропускати лише молекули розчинника, але не пропускають молекули розчиненої речовини.

природні напівпроникні перегородки -стінки рослинних та тваринних клітин, стінки кишечника;

штучні напівпроникні перегородки –целофан, пергамент, плівки із желатину.

Кількісною характеристикою осмосу є осмотичний тиск розчину.

Осмотичний тиск ( (див.)називають надлишковий гідростатичний тиск, що виникає в результаті осмосу і призводить до вирівнювання швидкостей взаємного проникнення молекул розчинника крізь мембрану з вибірковою проникністю.

До осмотичного тиску застосовуються всі закони газового тиску і для його обчислення можна використовувати рівняння Клапейрона - Менделєєва m

P * V = M * R * T

m

P = M*V*R*T

m

Див =M*V

У 1887 р Вант-Гофф в результаті досліджень була встановлена ​​така залежність:

P осм. = Див*R*T[кПа]

См -молярна концентрація розчиненої речовини, моль/л

R – універсальна постійна газова, 8,314 Дж/моль* К

T – температура, До.

Закон Вант-Гоффа:

Осмотичний тиск розведеного ідеального розчину неелектроліту дорівнює тому тиску, яке виробляло б розчинену речовину, якби при тій же температурі знаходилося б у газоподібному стані і займало б об'єм, рівний обсягу розчину.

Однак це рівняння справедливе лише для розчинів, у яких відсутня взаємодія частинок, тобто для ідеальних розчинів. У реальних розчинах мають місце міжмолекулярні взаємодії між молекулами речовини та розчинника, які можуть спричиняти або дисоціацію молекул розчиненої речовини на іони, або асоціацію молекул розчиненої речовини з утворенням з них асоціатів.

Дисоціація молекул розчиненої речовини у водному розчині на іони характерна для електролітів. В результаті дисоціації кількість частинок у розчині збільшується.

Асоціація спостерігається, якщо молекули речовини краще взаємодіють між собою, ніж молекули розчинника. Це притаманно колоїдних розчинів, що призводить до зменшення кількості частинок у розчині.

Для врахування міжмолекулярних взаємодій у реальних розчинах Вант-Гоф запропонував використовувати ізотонічний коефіцієнт i. Для молекул розчиненої речовини фізичний зміст ізотонічного коефіцієнта:

i = число частинок розчиненої речовини/число частинок вихідної речовини.

Для розчинів неелектролітів, молекули яких не дисоціюють та мало схильні до асоціації, i =1.

Для водних розчинів електролітів, внаслідок дисоціації i > 1, причому максимальне його значення (i max) для даного електроліту дорівнює числу іонів у його молекулі:

NaCI CaCI2 Na3PO4

Для розчинів, у яких речовина знаходиться у вигляді асоціатів, i< 1.

З урахуванням міжмолекулярних взаємодій осмотичний тиск для реальних розчинів дорівнює:

P осм. =i*Див*R*T, причому

i =1 для неелектролітів

i > 1 для електролітів.

Ізотонічні розчини – мають рівний осмотичний тиск. Гіпертонічні розчини – мають більший осмотичний тиск у порівнянні з іншим розчином. Гіпотонічні розчини – мають менший осмотичний тиск у порівнянні з іншим розчином.

Роль осмосу. СРС.

Зниження тиску пари розчинів. Закони Рауля.

Над будь-якою рідиною встановлюється певний тиск пари, що насичує простір. На відміну від поверхні розчинника, поверхня розчину частково зайнята молекулами розчиненої речовини. Саме тому випаровування з поверхні розчинів завжди менше, ніж з поверхні розчинника, і при одній і тій же температурі тиск насиченої пари над розчином завжди буде нижчим за тиск пари над чистим розчинником.

Закон Рауля I:

. Тиск пари розчину, що містить нелетючу розчинену речовину, прямо пропорційно мольній частці розчинника в даному розчині

p = p0 · χр-ль

p = p0 · nр-ля/(nв-ва+ nр-ля), де

p - тиск пари над розчином, Па;

p0 - тиск пари над чистим розчинником, Па;

?-ль - мольна частка розчинника.

nв-ваі nр-ля - відповідно кількість розчиненої речовини та розчинника, моль.

Інше формулювання:

відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином дорівнює мольній частці розчиненої речовини:

(p0 - p) / p0 = χв-ва

(p0 - p) / p0 = nв-ва/(nв-ва + nр-ля)

При цьому приймаємо, що χв-ва + χр-ль= 1

Для розчинів електролітівдане рівняння набуває дещо іншого вигляду, до його складу входить ізотонічний коефіцієнт i:

p0 – p = Δр

Δp = i · p0 · χв-ва, де

Δp - зміна тиску парів розчину порівняно з чистим розчинником;

χв-ва - мольна частка речовиниу розчині

I – ізотонічний коефіцієнт.

i = 1 для неелектролітів, i > 1 для електролітів.

Ізотонічний коефіцієнт (або фактор Вант-Гоффа) - це параметр, що не має розмірності, який характеризує поведінку якоїсь речовини в розчині. Тобто, ізотонічний коефіцієнт показує, різницю вмісту частинок у розчині електроліту порівняно з розчином неелектроліту такої ж концентрації. Він тісно пов'язаний із процесом дисоціації, точніше, зі ступенем дисоціації та виражається наступним виразом:

i = 1+α(n- 1), де

n– кількість іонів, куди дисоціює речовина.

α - Ступінь дисоціації.

Зі зниженням тиску насиченої пари розчинника над розчином пов'язано підвищення температури кипіння розчину та зниження температури його замерзання. Будь-яка рідина кипить, коли тиск насиченої пари над нею стає рівним атмосферному. Так як згідно з I законом Рауля тиск пари над розчином менше, ніж над розчином розчинника, то для того, щоб розчин закипів, його потрібно нагріти до вищої температури, ніж розчинник. Таким чином, розчини киплять при вищій температурі, а замерзають при нижчій температурі, ніж чистий розчинник.

∆ tкіп =tкіп р-ну -tкіп р-ля

Різниця температур кипіння розчину та розчинника називається підвищенням температури кипіння.

∆ tзаступник =tзам р-ля -tзам р-ну

Різниця температур замерзання розчину та розчинника називається зниженням температури замерзання.

Закон Рауля ІІ.

Зниження температури замерзання та підвищення температури кипіння не залежать від природи розчиненої речовини та прямопропорційні моляльній концентрації розчину.

∆ tкіп =i*Кеб*Сm

∆ tзаступник =i*Kкр*Сm

кеб

Ккр – кріоскопічна константа

Cm – молярна концентрація розчину [моль/кг розчинника]

i-ізотонічний коефіцієнт, i = 1 для неелектролітів, i > 1 для електролітів.

Кеб н2о = 0,52 кг∙К/моль

Ккр н2о = 1,86 кг∙К/моль

кеб – ебуліоскопічна константа

Ккр – кріоскопічна константа

Фізичний зміст:

Ебуліоскопічна константа (Кеб)- Показує підвищення температури кипіння одномоляльного розчину в порівнянні з чистим розчинником.

Кріоскопічна константа (Ккр) - Вказує зниження температури замерзання одномоляльного розчину в порівнянні з чистим розчинником.

Усі одномольні розчини неелектролітів будуть

кипіти при температурі: t кіп = 100 С + 0,52 С = 100,52 С

і замерзати при температурі: t зам = 0 С - 1,86 С = - 1,86 С

приклад. Обчислити температуру кипіння та температуру замерзання 4,6% розчину гліцерину (С3 Н5(ОН)3) у воді.

У 100г води міститься 4,6г гліцерину та 95,4г води.

1000 ma 4,6*1000

Сm = Ma*m Н2О = 92* 95, 4 = 0,524 моль/кг

∆ t кіп = 0,52 * 0,524 = 0,272 С

t кіп = 100 + 0,272 = 100,272 С

∆ t заступник = 1,86 * 0,524 = 0,975 С

t заступник = 0 - 0,975 = - 0,975 С

§ 1. Розчини (визначення). Концентрація.

розчинаминазиваються фази, склад яких можна змінювати безперервно (у певних межах), тобто фази змінного складу 2 . Таким чином, розчини - це однорідні суміші молекул (у окремих випадках - також атомів, іонів) двох або більше речовин, між якими є фізичні і, нерідко, хімічні взаємодії.

Асоціація молекул будь-якої сполуки та сольватація (сполучення молекул розчиненої речовини та молекул розчинника у неміцні комплекси), які не ведуть до утворення особливо великих асоціатів, не порушують однорідності розчину.

Інший характер мають суміші, в яких частинки однієї зі складових частин суміші складаються з великої кількості молекул і є, як правило, мікрокристалами зі складною структурою поверхневого шару. Такі суміші неоднорідні, хоча на перший погляд і можуть бути однорідними. Вони мікрогетерогенні. Ці суміші називаються дисперсними системами.Між обома класами сумішей можливі безперервні переходи. Втім, докладному обговоренню властивостей дисперсних систем присвячено другу частину нашого курсу.

Розчини, як правило, термодинамічно стійкі, та їх властивості не залежать від попередньої історії, тоді як дисперсні системи дуже часто нестійкі та виявляють тенденцію до мимовільної зміни.

Найпростіші складові частини розчину, які можуть бути виділені в чистому вигляді та змішуванням яких можна отримати розчини будь-якого можливого складу, називатимемо компонентами розчину.

У багатьох випадках розподіл їх на розчинник та розчинені речовини умовно. Зазвичай компонент, що у надлишку проти іншими, називають розчинником, інші компоненти – розчиненими речовинами. Так, можна мати розчини спирту або сірчаної кислоти у воді та розчини води у спирті або у сірчаній кислоті. Якщо одним із компонентів розчину є рідина, а іншими – гази або тверді речовини, розчинником вважають рідину.

Основними параметрами стану розчину, поряд з тиском та температурою, є концентрації,тобто відносні кількості компонентів у розчині. Концентрації можуть бути виражені різними способами в різних одиницях: кількості компонентів можуть бути віднесені до відомої кількості розчину або розчинника, кількості розчинених речовин можуть бути виражені у вагових одиницях та молях; кількість розчинника або розчину – у вагових одиницях, молях та об'ємних одиницях.

Розглянемо деякі найбільш уживані способи та одиниці виміру концентрацій розчинів. Позначимо при цьому маси компонентів, виражені в грамах («вагові» кількості), через m 1 , m 2, ..., m i , а суму мас компонентів – через  m i; числа грам-молекул або молей компонентів – через n 1 , n 2 , ..., n i , а їхню суму –  n i; об'єм розчину – через V, об'єми чистих компонентів – через V 1 , V 2 ... V i . Індекс 1 відноситься до розчинника у тих випадках, якщо таким може бути однозначно названий один із компонентів розчину.

Кількості речовин відносяться до відомої кількості розчину.

1. Масова часткаW i – маса компонента в одиниці маси розчину:

(IV, 1а)

Масовий відсоток Р i- Маса компонента в ста одиницях маси розчину:

P i = 100W i. (IV, 1б)

2. Мольна часткаx – число молей компонента в одному молі розчину:

(IV, 1в)

Мольнині частки найбільш зручні при теоретичному (термодинамічному) вивченні розчинів. З виразу (IV, 1в) видно, що

x i = 1

3. Об'ємна частка i- Об'єм чистого компонента в одиниці об'єму розчину:

(IV, 1г)

4. Мольно-об'ємна концентрація - мольність С i- Число молей компонента в одиниці об'єму розчину:

(IV, 1д)

У тому випадку, коли одиницею об'єму розчину є літр, мольно-об'ємну концентрацію називають молярністю.

5. Мольно-вагове ставлення –число молей компонента, що припадає на відому вагову кількість іншого компонента, зазвичай розчинника. Мольно-вагове відношення, виражене числом молей компонента 1000 г розчинника, називається моляльністюM i :

(IV, 1е)

Концентрації може бути виражені й у інших одиницях.

Перейти від одних одиниць концентрації до інших можна, уклавши рівняння зв'язку між цими одиницями. У разі перерахунку об'ємних одиниць концентрації на вагові або мольні і назад необхідно знати щільність розчину. Слід пам'ятати, що тільки в дуже розбавлених розчинах (тобто компонента, кількість якого мало в порівнянні з іншими) концентрації, виражені в різних одиницях, пропорційні між собою.

§ 2. Про молекулярну структуру розчинів

Уявлення про рідину, як про абсолютно аморфну ​​фазу, в якій молекули розташовані хаотично, подібно до молекул газу, в даний час залишено. Дослідження з розсіювання світла і рентгенівського випромінювання показали, що рідини мають елементи кристалічної структури (наявністю так званого ближнього порядку розташування молекул) і в цьому відношенні є проміжним утворенням між твердими кристалами і газами. У міру нагрівання рідини подібність її структури з кристалами зменшується і збільшується схожість із газами.

Взаємодія між молекулами в індивідуальних рідинах є переважно ван-дер-ваальсовою взаємодією. Під цією назвою поєднуються кілька типів міжмолекулярного тяжіння, які є окремими випадками електростатичної взаємодії. До них відносяться: орієнтаційне тяжіння між молекулами з постійним диполем, індукційне тяжіння між молекулами з постійним диполем та молекулами з наведеним диполем та дисперсійне тяжіння між миттєвими диполями молекул, момент яких коливається близько нуля.

Енергія взаємного тяжіння молекул всім зазначених типів взаємодії обернено пропорційна шостого ступеня відстані між ними. Зазначені взаємодії у деяких випадках призводять до асоціації молекул рідини (так звані асоційовані рідини). Між молекулами асоційованої рідини утворюються нестійкі зв'язки. До таких зв'язків відноситься водневий зв'язок, який створюється за рахунок електростатичного тяжіння протона однієї молекули до аніону або електронегативного атома (головним чином до атомів фтору, кисню, азоту, хлору) іншої молекули.

Притягненню молекул протидіє відштовхування, що має значення при малих відстанях та обумовлене, в основному, взаємодією електронних оболонок. Це відштовхування разом із тепловим рухом врівноважує тяжіння. Таким чином, встановлюються середні рівноважні відстані між рухомими молекулами рідини.

Термодинамічною мірою молекулярної взаємодії в рідині у відомих межах може бути величина ( U/  V) P .

У розчині поряд із взаємодією між молекулами одного з компонентів (однорідні молекули) існує взаємодія між молекулами різних компонентів (різнорідні молекули). Ці взаємодії за відсутності хімічної реакції, як і в чистої рідини, є ван-дер-ваальсовими. Однак молекули розчиненої речовини (другого компонента), змінюючи оточення молекули розчинника (першого компонента), можуть істотно змінювати інтенсивність взаємодії між молекулами останнього і взаємодіяти між собою інакше, ніж у чистому другому компоненті. Взаємодія між різнорідними молекулами може бути іншим закономірностям, ніж взаємодія між однорідними молекулами.

Тенденції до асоціації (з'єднання однорідних молекул) та сольватації (з'єднання різнорідних молекул) є конкуруючими.

Розглянемо тут як приклади діаграми, що зображують залежність деяких властивостей бінарних рідких систем від їх складу, якими можна встановити наявність хімічної сполуки між компонентами розчину. На рис.4 зображено ізотерми теплоти змішування ( Q) компонентів, об'ємного стиснення (  V) при змішуванні та в'язкості (  ) розчинів піперидин – алілова гірчична олія (C 3 N 5 NCS). Всі властивості виявляють більш-менш різкий злам у максимумі щодо компонентів 1:1. Точка зламу в максимумі, звана сингулярною точкою,вказує на утворення міцної хімічної сполуки, що містить компоненти у наведеному відношенні.

Рис.4. Залежність деяких властивостей розчину 3 Н 5 NCS – C 5 H 10 NH від складу.

Отже, фізико-хімічний аналіз однофазних рідких систем дає у випадках чіткі вказівки існування певних хімічних сполук. Здебільшого існування певних сполук у розчині не може бути встановлено.

§ 3. Про теорії розчинів

Протягом тривалого часу розчинення розглядалося переважно як хімічний процес. Цього погляду дотримувався і Д. І. Менделєєв, який виключав у своїй з розгляду суміші рідин, близьких за своєю природою (наприклад, суміші вуглеводнів). Інший погляд на процес розчинення розвивав один із яскравих представників «фізичної» теорії розчинів В. Ф. Алексєєв, який виклав (1870-1880) ясну точку зору на розчинення, як на сумарний результат молекулярного руху та взаємного зчеплення молекул. Алексєєв вважав хімічну взаємодію важливим, але не обов'язковим фактором розчинення та полемізував з Менделєєвим.

Згодом Менделєєв визнав важливу роль фізичного чинника утворенні розчинів, але висловлювався проти крайнього, суто фізичного погляду природу розчинів. Фізична теорія розчинів набула особливого розвитку після 80-х років минулого століття у зв'язку з успіхами у вивченні розбавлених розчинів (Вант-Гофф, Арреніус, Оствальд). Була створена перша кількісна теорія розчинів, пов'язана з уявленням про розчинену речовину як про газ, що розповсюджується в інертному розчиннику. Проте невдовзі було виявлено, що кількісна теорія Вант-Гоффа – Арреніуса справедлива лише дуже розбавлених розчинів. Багато фактів вказували на взаємодію компонентів розчину. Усі спроби розглянути з єдиного погляду розчини будь-яких концентрацій призводили до необхідності врахування хімічного чинника.

В останні десятиліття боротьба двох точок зору поступилася місцем визнанню важливого значення обох факторів і неможливості їх протиставлення. Однак складність та різноманітність закономірностей, що охоплюють властивості розчинів різних речовин, роблять теорію розчинів найважчою проблемою молекулярної фізики та вчення про хімічні зв'язки.

Відхилення від найпростіших властивостей зумовлює, наприклад, полярність молекул. У розчинах полярних молекул відбуваються явища асоціації та сольватації, внаслідок яких властивості розчину стають більш складними. Відхилення властивостей розчину від найпростіших викликаються також хімічною взаємодією компонентів розчину. Воно зазвичай супроводжується виділенням теплоти та зменшенням ймовірності переходу в газову фазу молекул компонента, частково пов'язаних у складніші сполуки.

РОЗДІЛ V. РІВНОВАГА: РІДКИЙ РОЗЧИН – НАСИЩЕНА ПАР

§ 1. Тиск насиченої пари бінарних рідких розчинів

Газоподібна фаза, що знаходиться в рівновазі з рідким розчином (насичена пара), містить, у загальному випадку, всі компоненти розчину, і тиск насиченої пари, яке також часто називають пружністю пари, є сумою парціальних тисків компонентів 3 . Однак часто окремі компоненти нелетючі при даній температурі практично відсутні в газоподібній фазі.

Сумарний тиск насиченої пари (повний або загальний тиск) та парціальний тиск є функціями температури та складу розчину. При постійній температурі стан бінарного розчину компонентів А і визначається однією змінною - концентрацією одного з компонентів.

Зручною мірою концентрації є мольна частка. Позначатимемо мольну частку x 2 другого компонента в розчині через х.Очевидно, мольна частка першого компонента х 1 = 1 – х.Межами зміни х 1 і x 2 є нуль та одиниця; отже, діаграма, що відображає залежність тиску пари розчину від його складу (діаграма тиск - склад), має кінцевий протяг. Один із можливих видів діаграми P – x для розчину двох рідин, що змішуються у всіх відносинах (мольна частка хнабуває будь-якого значення – від нуля до одиниці), зображений на рис.5. Крайніми точками кривої P = f(x) є тиску насиченої пари чистих рідин і . Загальний тиск пари за будь-якого значення хдорівнює сумі парціальних тисків компонентів: P = P 1 + P 2 .

Склад насиченої пари визначається мольними частками компонентів у паровій фазі. х" 1 і х" 2 ,. За визначенням парціальних величин (рівняння Дальтона):

x" 1 =x" 2 =

§ 2. Закон Рауля. Ідеальні розчини. Гранично розбавлені розчини

У найпростішому випадку залежність парціального тиску пари розчинника від складу бінарного розчину має такий вигляд:

Парціальний тиск розчинника в паровій фазі пропорційно його мольної частки в розчині.

Рис.5. Загальний та парціальний тиск пари бінарного розчину: дибромпропан – диброметан. Парціальний тиск на діаграмі P – xзображуються прямими лініями.

Рівнянню (V, 1) можна надати інший вигляд:

(V, 2)

Відносне зниження парціального тиску розчинника в паровій фазі дорівнює мольній частці розчиненої речовини (другого компонента). Рівняння (V, 1) та (V, 2) є виразами закону Рауля (1886). Закон Рауля, виражений у формі рівняння (V, 1), застосуємо до таких розчинів, насичена пара яких веде себе як ідеальний газ, причому лише деякі розчини підпорядковуються з достатньою точністю цього закону, за будь-яких концентрацій (тобто при значеннях x, Що змінюються в інтервалі від 0 до 1).

Зазвичай при підвищенні температури (поки тиск насиченої пари відносно невеликий) відхилення від закону Рауля у формі (V, 1) зменшуються. Але за досить високих температур, коли тиск насиченої пари розчину дуже велике, рівняння (V, 1) стає неточним, оскільки зростають відхилення пари від закону ідеальних газів.

Розчини, що наслідують закон Рауля у формі рівняння (V, 1) при всіх концентраціях і всіх температурах, називаються ідеальними (досконалими) розчинами,є граничним, найпростішим типом рідких розчинів.

Легко показати, що якщо пара розчинника дотримується рівняння (V, 1), то має дотримуватися аналогічне рівняння для пара другого, розчиненого компонента

(V, 3)

Рівняння (V, 1) та (V, 3) відображають властивості парціальних тисків ідеальних розчинів при малих тисках. Сукупність цих рівнянь зветься об'єднаного закону Рауля – Генрі.Загалом для багатокомпонентного ідеального розчину при невисоких тисках отримаємо:

(V, 4)

Рівняння (V, 1), (V, 3) і (V, 4) будуть у подальшому викладі служити вихідними вивчення термодинамічних властивостей ідеальних розчинів при невеликих тисках.

Повний тиск пари ідеального бінарного розчину, рівний

є також лінійною функцією мольної частки.

Прикладами ідеальних розчинів (див. рис.5) можуть бути суміші: бензол -толуол, бензол - дихлоретан, гексан - октан та інші.

Склади ідеального розчину та її насиченої пари різні, тобто. х.В даному випадку легко знайти зв'язок між і х.Справді, концентрація другого компонента у парі
. Підставивши в цей вираз значення P 2 із закону Рауля (рівняння (V, 3)) та значення P з рівняння (V, 5), отримаємо:

(V, 6)

Звідси видно, що = хлише за рівності тисків насиченої пари обох чистих компонентів, т. е. при
.

§ 3. Реальні розчини. Позитивні та негативні відхилення від закону Рауля

Закон Рауля не виконується для реальних розчинів. Парціальний тиск цих розчинів більший або менший за тиск пари ідеальних розчинів. Відхилення від закону Рауля в першому випадку називаються позитивними(загальний тиск пари більший за адитивну величину), а в другому випадку – негативними(Загальний тиск пари менше адитивної величини).

Прикладами розчинів із позитивними відхиленнями від законів Рауля можуть бути розчини: ацетон – етиловий спирт, бензол – ацетон, вода – метиловий спирт.

Рис.6. Діаграма тиску пари над розчином З 6 Н 6 – (СН 3) 2 СО.

На рис.6 зображено діаграму P – хдля одного із цих розчинів (бензол – ацетон).

До розчинів із негативними відхиленнями від законів Рауля належать, наприклад, розчини: хлороформ – бензол, хлороформ – діетиловий ефір.

Діаграма тиску пари над розчином хлороформ – діетиловий ефір показано на рис.7.

Рис.7. Діаграма тиску пари над розчином (С 2 Н 5) 2 Про - СНСl 3 .

Величини загального тиску P у цих системах змінюються монотонно із зміною величини х.Якщо відхилення від закону ідеальних розчинів великі, то крива загального тиску пари проходить через максимум чи мінімум.

Позитивні та негативні відхилення реальних розчинів від закону Рауля обумовлені різними факторами. Якщо різнорідні молекули в розчині взаємно притягуються з меншою силою, ніж однорідні, це полегшить перехід молекул з рідкої фази в газову фазу (проти чистими рідинами) і спостерігатимуться позитивні відхилення від закону Рауля. Посилення взаємного тяжіння різнорідних молекул у розчині (сольватація, утворення водневого зв'язку, утворення хімічної сполуки) ускладнює перехід молекул у газову фазу, тому спостерігатимуться негативні відхилення від закону Рауля.

Слід мати на увазі, що фактори, що викликають позитивні та негативні відхилення, можуть діяти в розчині одночасно, тому відхилення, що спостерігаються, часто є результатом накладання протилежних за знаком відхилень. Одночасна дія протилежних чинників особливо наочно проявляється у розчинах, у яких знак відхилень від закону Рауля – Генрі змінюється із зміною концентрації.

§ 4. Діаграми рівноваги рідина – пара у бінарних системах. Перший закон Коновалова. Фракційна перегонка

На рис.5,6,7 загальний тиск пари бінарного розчину було представлено як функцію складу розчину. Як аргумент можна також використовувати склад пари, який визначається кривими парціальних тисків і відрізняється від складу рідкого розчину. Таким шляхом можна отримати другу криву тієї ж властивості системи – загального тиску насиченої пари розчину залежно від іншого аргументу – складу пари.

На рис.8 зображено схематичну діаграму – ізотерму рівноваги бінарний розчин – пару. Будь-яка точка на площині діаграми характеризує валовий склад системи (координата х) та тиск (координата P) і називається фігуративною точкою.Верхня крива відображає залежність тиску насиченої пари від складу рідини, а нижня крива – залежність тиску насиченої пари від складу пари. Цими кривими площина діаграми поділяється на три поля. Верхнє поле охоплює значення х іP, за яких існує лише одна рідка фаза – розчин змінного складу. Нижнє поле відповідає газовій суміші змінного складу. Будь-яка фігуративна точка у верхньому та нижньому полях зображує стан однієї реально існуючої фази. Поле , укладене між двома кривими відповідає двофазній системі. Система, тиск і склад якої відображає фігуративна точка, що знаходиться в цьому полі, складається з двох фаз – розчину та насиченої пари. Склад цих фаз визначається координатами точок, що лежать на перетині ізобари, що проходить через фігуративну точку системи, з верхньою та нижньою кривими. Наприклад, система, що характеризується фігуративною точкою k, складається з двох рівноважних фаз, склад яких визначається крапками аі b. Крапка а,лежача на нижній кривій, характеризує склад насиченої пари, а точка b, лежача на верхній кривій - склад розчину. Нижня крива називається гілкою пари, верхня крива - гілкою рідини.

Рис.8. Діаграма складу – тиск бінарної системи.

При ізотермічному стисканні ненасиченої пари складу х 1 фігуративна точка системи рухається вгору по вертикалі, конденсація пари починається в точці а(рис.8) за відомого значення тиску P. Перші краплі рідини мають склад. х 2 ; Рідина, що утворилася, містить менше компонента А, ніж пар, що конденсується.

При ізотермічному зменшенні тиску рідина складу х 3 почне випаровуватися в точці d, даючи пару складу x 4 (точка е);Пар, що утворився, містить більше компонента А, ніж рідина, що випаровується. Отже, у парі завжди переважає порівняно з рівноважною з ним рідиною компонент А, додавання якого до системи, як це видно з діаграми, збільшує повний тиск пари.

На підставі сказаного легко можна зробити наступний висновок: насичена пара порівняно з рівноважним розчином щодо багатшим тим компонентом, додавання якого до системи підвищує повний тиск пари. Це – перший закон Коновалова (1881) є справедливим для всіх стійких розчинів.

Розглянемо явища випаровування та конденсації розчинів також за допомогою ізобарної діаграми температура кипіння – склад розчину.

Діаграми tкіп. - хможна побудувати за експериментальними даними, або маючи ряд ізотермічних діаграм P – х.На кожній діаграмі P- х,побудованої при певній температурі, знаходять склади співіснуючих розчину та пари при заданому тиску. За отриманими з усіх ізотерм P- хданим для певного тиску будують одну ізобарну діаграму tкіп. - х.

Діаграма tкіп. - хпоказано схематично на рис.9. Оскільки компонент А з більш високим тиском насиченої пари (рис.8) має при даному тиску нижчу температуру кипіння ( ), то діаграма tкіп. - хмає дзеркально-подібний вигляд по відношенню до діаграми P – х(Є тільки якісна подоба).

Верхнє поле на діаграмі tкіп. - хвідповідає пару, а нижнє – рідини. Верхня крива – гілка пари, а нижня крива – гілка рідини.

Рис.9. Діаграма температура кипіння – склад бінарної системи.

У колонах ректифікації послідовні перегонки об'єднані в один автоматизований процес, що призводить до розділення компонентів рідкого розчину. (Ректифікація).Промисловий розподіл нафти на фракції (первинна переробка нафти) заснований на зазначеному процесі.

На закінчення наведемо ще одне формулювання першого закону Коновалова:

У насиченій парі, що знаходиться в рівновазі з рідким бінарним розчином, вище відносний вміст того компонента, який при T = const має більш високе значення тиску насиченої пари в порівнянні з іншим компонентом або приP = const має в порівнянні з ним більш низьку температуру кипіння, інакше кажучи, пара в порівнянні з рідиною відносно багатша більш летким компонентом.

I . Вступ.

На минулому занятті ви писали к/р на тему «Основні класи неорганічних речовин». Результати цієї роботи наступні…

Досі ми говорили про окремі, індивідуальні речовини, тепер перейдемо до розгляду багатокомпонентних систем, що складаються з 2-х або більше речовин.

Тема нашого сьогоднішнього заняття «Концентрація розчинів». запис теми у зошит

II . Перевірка знань та узагальнення.

Почнемо з того, що ви відповісте на такі запитання:

1 .Що називається розчином?

(Розчин- це гомогенна фізико-хімічна система, що складається з 2-х або більше частин (компонентів), відносні кількості яких можуть змінюватися в досить широких межах.

2. Чому розчин ми називаємо гомогенною та фізико-хімічною системою?

(Гомогенній, т.к. всі компоненти знаходяться в одному агрегатному стані.)

3 . Яким?

(Розчини бувають твердими, рідкими, газоподібними. Приклади твердих розчинів – сплави металів, газоподібних – повітря).

Фізико-хімічної системи розчин є тому, що

а)однорідність розчинів робить їх дуже подібними до хімічних сполук;

Б)виділення теплоти при розчиненні деяких речовин теж вказує на хімічну взаємодію між розчинником і речовиною, що розчиняється.

в)Відмінність розчинів від хімічних сполук полягає в тому, що розчин може змінюватися в широких межах. При розчиненні речовини можуть набувати хімічні властивості, які не виявляються в індивідуальному вигляді.

Г) крім того, у властивостях розчину можна виявити багато властивостей його окремих компонентів, що не спостерігається у разі хімічної сполуки.

Запис схеми:

Розчини

Ознаки Ознаки

Фізичні системи хімічної системи

(механічних сумішей) (хімічні з'єдн.)

Непостійність складу – однорідність складу

Прояв індивідуальних – виділення Q за рахунок

властивостей компонентів руйнування та утворення зв'язків

Таким чином, розчини займають проміжне положення між механічними сумішами та хімічними сполуками.

4. Які речовини називають розчинниками? Або як визначити, яка речовина в розчині є розчинником, а яка розчиненою речовиною?

(Розчинникомвважають ту складову частину розчину, що у чистому вигляді перебувала у тому агрегатному стані, як і отриманий розчин. Якщо обидва компоненти до приготування розчину перебували в однакових агрегатних станах, то розчинником вважають речовину, яка взята в більшій кількості (наприклад, спирт і вода).

5. Ми з'ясували, що є розчином, розчиненою речовиною та розчинником. А що являє собою процес розчинення?

(Розчинення- Це процес рівномірного розподілу частинок (молекул, іонів) розчиненої речовини між молекулами розчинника.

6. І чи тільки? Чи відбувається при розчиненні розрив та утворення зв'язків? Поясніть.

(Так, наприклад, при розчиненні кристала в рідині відбувається таке: [Стор.210 Глінка підручник]).

Коли кристал вносять в рідину, від поверхні його відриваються окремі молекули. Останні завдяки дифузії рівномірно розподіляються по всьому об'єму розчинника. Відділення молекул від поверхні твердого тіла викликається, з одного боку, їх власними коливальними рухами, з другого – тяжінням з боку молекул розчинника. Цей процес мав би продовжуватись до повного розчинення будь-якої кількості кристалів, якби одночасно не відбувався зворотний процес – кристалізація. Перейшли в розчин молекули, ударяючись об поверхню речовини, що ще не розчинилася, знову притягуються до неї і входять до складу його кристалів.

7. Як ви вважаєте, кількість речовини, яка може розчинитися за даної температури безмежно?

(Ні. Здатність речовини розчинятися завжди обмежена).

8 . А як визначити як багато може розчинитися речовини при даних Т, V?

(Кількість речовини, яка може розчинитися при даній температурі у певній кількості розчинника, називається розчинністю).

Існує кілька способів вираження розчинності:

г або моль розчиненої речовини в 1 дм 3 (1 л) розчину - г/дм 3 розчину (г/л розчину) або г в-ва в 100 г розчинника - г/100г розчину та ін .

Розчинність різних речовин у воді може відрізнятися дуже сильно. Наприклад, при Т= 25 С розчинність NaCl H 2 O становить 36 г в 100 г H 2 O . За тих же умов розчинність AgCl дорівнює лише 0,00014 г у 100 г H 2 O .

9 . А якщо ми спробуємо при Т=25 С 100 г H 2 O розчинити 40 г NaCl?

(Ні, у нас нічого не вийде, тому що кожна речовина має свою межу розчинності в H 2 O . За цих умов розчиняється тільки 36 г NaCl в 100 г H 2 O , а 4 г залишаться у вигляді кристалів (осаду).

10. А як називається розчин, у якому за даної температури речовина більше не розчиняється?

(Насиченим. Якщо речовина ще може розчинятися у цьому розчині, він називається ненасиченим).

Зі сказаного випливає, що

III . Пояснення нового матеріалу.

Концентрація речовини в насиченому розчині дорівнює його розчинності, концентрація речовини ненасиченого розчину завжди менше величини розчинності.

Як ви вважаєте, розчинність речовин залежить від будь-яких умов? Поясніть.

(Так. Розчинність більшості твердих речовин з підвищення температури збільшується. Для газів та рідин зазвичай навпаки.

А які розчини називаються розведеними та концентрованими?

(Поділ розчинів на розведені та концентровані – умовно. Наприклад, концентрована сірчана кислота містить 98% H 2 SO 4 і 2% H 2 O . 40% розчин цієї кислоти вже вважається розведеним. У той же час концентрований розчин HCl містить лише 36% HCl. Умовно розведеними можна вважати ті розчини, в 1 дм 3 (л) яких міститься не більше 1 моль розчиненої речовини.

Велике значення для хімії та технології мають методи кількісного вираження складу розчинів. До розгляду яких ми переходимо.

Способи вираження кількісного складу розчинів.

Кількості розчиненої речовини та розчинника можуть вимірюватися у різних одиницях. У зв'язку з цим є кілька способів вираження складу.

1. Масова частка розчиненої речовини

Масова частка wпоказує, яка маса розчиненої речовини міститься у 100 г розчину.

Потрібно пам'ятати, що m р-ну = m р.в-ва + m р-лю

Приклад: Скільки г цукру необхідно розчинити в 500г води, щоб приготувати розчин із масовою часткою 5%?

Рішення: Позначимо необхідну кількість цукру через х, тоді

m р.в-ва = х

m р-ну = х + m H 2 O = х +500

2. Молярна концентрація розчину

Молярна концентрація З мпоказує кількість розчиненої речовини? в моль, що міститься в 1 дм 3 (1л) розчину.

Розрахунок ведеться за такою формулою:

Приклад: Яка молярна концентрація розчину глюкози в 500 см 3 якого міститься 2г глюкози C 6 H 12 O 6 ?

Рішення: Згадаймо, що кількість речовини розраховується, як

Тоді С м = міль/дм 3.

Приклад: Масова частка сахарози у розчині дорівнює 10%. Якою є молярна концентрація сахарози, якщо щільність розчину дорівнює 1,1г/см 3 .

Рішення:Нехай V р-ра=1 дм 3 або 1л, тоді 1 дм 3 має масу 1100г, а m сахарози дорівнює:

х = 110г; М(C 12 H 22 O 11)=342 г/моль,

тоді м = =0,322 моль/дм 3

Відповідь: 0,322моль/дм 3

3. Молярна концентрація еквівалента (нормальність).

Щоб краще зрозуміти сутність цього, розглянемо деякі основні поняття.

Еквівалентомназивають реальну або умовну частинку, яка може заміщати, приєднувати, вивільняти або бути будь-яким іншим способом еквівалента одному іону водню в кислотно-основних або іонообмінних реакціях або одному е окислює-вост. реакціях.

Наприклад, еквівалентом гідроксиду калію та соляної кислоти будуть відповідно молекула КОН та молекула НСl ,сірчаної кислоти? молекули H 2 SO 4

HCl+NaOH=NaCl+H2O

2HCl+Ca(OH) 2 =CaCl 2 +2H 2 O

3HCl+Al(OH) 3 =AlCl 3 +3H 2 O

У першій реакції одному іону водню еквівалентна молекула NaOH; у другій реакції одному мулу водню еквівалентна умовна частка-половина молекули Ca(OH) 2 ; у третій реакції еквівалентом є одна третина молекули Al(OH) 3 .

Чинник еквівалентності –число, що показує, яка частка реальної частинки Х еквівалентна одному іону водню в цій кислотно-основної реакції або одному електрону - в цій окислювально-відновної реакції.

Чинник еквівалентності речовини Х позначається так f екв (Х).

У наведених реакціях:

f екв (NaOH) = 1; f екв (Ca(OH) 2 )=1/2; f екв (Al(OH) 3 )=1/3.

У всіх випадках:

f екв (кислоти) = 1/основність;

f екв (підстави)=1/кислотність;

f екв ( солі) = 1/число катіонів *валентність Ме);

f екв (окислювача)=1/число прийнятих е

f екв (відновника) = 1/число відданих е.

Молярна маса еквівалента речовини Х дорівнює:

Добутку фактора еквівалентності речовини Х на його молярну масу.

М екв(Х)=f екв(Х)*М(f) . Значить,

М екв(NaOH)=1*40=40г/моль;

М екв(Ca(OH) 2 )=1/2*74=37г/моль;

М екв(Al(OH) 3 )=1/3*78=г/моль.

Кількість речовини еквівалента дорівнює масі речовини Х, поділеної на молекулярну (молярну) масу еквівалента.

Наприклад,

Молярна концентрація еквівалента речовини Х (нормальність)і виявляється у моль-екв/дм 3.

Молярна концентрація еквівалента- Відношення кількості речовини еквівалента до об'єму розчину.

Сн = де V-об'єм в дм 3

Приклад: 1 дм 3 води розчинили 150 г води. Щільність одержаного розчину 1,1г/см 3 . Визначте молярну концентрацію еквівалента (нормальність).

Рішення:Маса одержаного розчину: 1000+150=1150г

V р-ра=1150/1,1=1045см 3 =10,45дм 3

Екв. (H 2 SO 4) = m. (H 2 SO 4)/М екв. (H 2 SO 4)

Екв. (H 2 SO 4) = 150/49 = 3,06 моль-екв.

З екв. . (H 2 SO 4) =? екв. (H 2 SO 4 )/V =3,06/1,045=2,93моль-екв/дм 3

Відповідь: Сн = 2,93 моль-екв / дм 3

3. Моляльність розчину

Моляльність розчинукількість розчиненої речовини, що припадає на 1 кг розчинника.

Сm – позначення; виявляється у моль/кг.

Сm=

Приклад: Масова частка гідроксиду калію у розчині дорівнює 10%. Розрахуйте моляльність розчину.

Рішення: Масова частка 10% вказує, що але кожні 90 г води припадає 10 г КОН. Розрахуємо масу гідроксиду калію, що припадає на 1 кг води.

10г-----90г води,

Х г-------1000г води;

Х = 10000/90 = 111г.

Р.в-ва = 111/59г/моль = 2 моль.

Сm=2моль/1кг=2моль/кг.

4. Мольна частка.

Мольна частка– це відношення кількості розчиненої речовини до загальної кількості розчиненої речовини та розчинника.

Позначається, як N р.в. =

До завдання слід сказати, що N р.в.+ N р-ля=1

Рішення:Знаходимо кількість йоду та тетрахлориду вуглецю в даному розчині:

?(J 2 )=20г/254г/моль=0,079моль

? (ССl 4 )=500г/154г/моль=3,25моль

N (J 2) = 0,079 / (0,079 +3,25) = 0,024

N (ССl 4) = 1-0,024 = 0,976

Відповідь: 0,024; 0,976.

6. Титр.

Титр- Це кількість грам розчиненої речовини, що міститься в 1 мл розчину, тобто.

Д/з: Розв'язати задачі:

1.1,33г хлориду алюмінію розчинили у 200см 3 води. Щільність одержаного розчину 1,05 г/см 3 . Розрахуйте масову частку розчиненої речовини, молярну концентрацію, моляльність, молярну концентрацію еквівалента, мольну частку хлориду алюмінію та води.

2.Завдання Глінка «Завдання та вправи із загальної хімії» стор.103 №391-398,408,413,418,414,424,428.