Михаил Бармин - Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач
переменного состава.
Этот процесс взаимодействия между молекулами раство-римого вещества и растворителя носит название сольвата-ции и если растворитель – это вода, то гидратации, т.е каж-дая молекула или ион окружены сольватной или гидратной оболочкой.
В дальнейшем, химическая теория растворов была усовершенствована в работах Каблукова и Кистяковского.
2. Способы выражения концентрации растворов
Важной характеристикой любого раствора является его состав раствора, который выражается в его концентрации. Количество растворенного вещества, содержащегося в определенном количестве растворителя или раствора, называется концентрацией. В химии условно считают, что концентрированным является такой раствор, когда концентрация растворенного вещества примерного одного порядка с концентрацией растворителя. Разбавленный раствор – когда концентрация растворимого вещества значительно меньше концентрации растворителя.
Кроме того, в химии различаются насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы. Насыщенным раствором называется такой раствор, в котором между твердым компонентом и раствором соблюдается состояние динамического равновесия, т.е. число молекул, перешедших из кристаллического состояния в раствор (процесс растворения) равно числу молекул, перешедших из раствора в кристаллы (процесс кристаллизации). Ненасыщенный – раствор, для которого концентрация растворимого вещества меньше концентрации насыщенного раствора при данном значении температуры. Пересыщенный – раствор, для которого концентрация выше концентрации растворимого вещества насыщенного раствора. Состояние пересыщения является неустойчивым.
Массовая доля (процентная концентрация) показывает сколь
ко граммов вещества растворено в 100 граммах раствора. Пример: 100г. 5%-ного раствора = 5 г вещества + 95 г воды. Моляльная концентрация – показывает количество молей
растворенного вещества в 1 кг растворителя.
Эквивалентная концентрация показывает – сколько экви
валент растворимого вещества, находится в 1 литре раствора.
Мольная доля – отношение числа молей растворимого ве
щества к общему числу молей в растворе: N1
= n1 /(n1
+ n2), где
n1
– число молей растворенного вещества; n2 – число молей
растворителя.
Титр – показывает, сколько миллиграммов вещества, со
держится в 1 мл раствора
N•Э
Т = –, где N – нормальность раствора,
1000
Э – эквивалент вещества.
3. СВОЙСТВА РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ
3.1 ОСМОС. ОСМОТИЧЕСКОЕ ДАВЛЕНИЕ
В том случае, когда при смешении растворов отсутствует полупроницаемая мембрана (перегородка) наблюдается явление двусторонней диффузии, т.е. молекулы растворителя проникают в раствор, а
молекулы растворимого вещества в растворитель. Если на поверхности раздела 2-х жидкостей установить полупроницаемую мембрану, пропускающую только лишь молекулы растворителя, то наблюдается случай односторонней диффузии (ОД). О.Д., происходящая через полупроницаемую мембрану, получила название осмоса.
Во 2-м случае через полупроницаемую мембрану в раствор с большим значением концентрации будет переходить больше молекул растворителя. В этом случае произойдет увеличение объема, сопровождающееся повышением давления на мембрану. Мембрана прогнется вверх. 3-й случай является противоположным второму. Соответствующее давление, возникающее при этом, носит название осмотического давления. Для измерения О.Д. используют приборы, которые называются осмометрами.
Давление, равное атмосферному, представляет собой осмо-тическое давление. О.Д. называется такое давление, которое необходимо приложить к раствору, чтобы прекратить осмос. Величина О.Д. зависит от концентрации раствора, от температуры, НО НЕ ЗАВИСИТ ОТ природы растворенного вещества и растворителя.
Растворы с одинаковым осмотическом давлением получили название изотонических растворов. Для определения осмотического давления разбавленных растворов используют эмпирические уравнения Вант-Гоффа. Так как в разбавленных растворах неэлектролитов межмолекулярное взаимодействие между молекулами растворимого вещества мало, то для такой системы можно использовать уравнение для идеальных газов Менделеева-Клапейрона:
pосмV = nRT → pосм = (n/V)RT = cRT
Используя метод измерения осмотического давления можно определить молекулярную массу растворимого вещества.
3.2 Давление насыщенного пара растворителя над раствором
Пар, находящийся в равновесии: со своим раствором, называется насыщенным. При определенном значении температуры давление насыщенного пара растворителя над раствором обозначим Р, чистого растворителя Р0
Таким образом, над раствором в соответствии с принципом Ле-Шателье происходит понижение концентрации молекул растворителя, т.е. давление насыщенного пара растворителя над раствором меньше давления насыщенного пара над чистым растворителем т.е. Р < Р0 Ро – Р – представляет собой понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором, (Р0 – Р)/Р0 – относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором.
В результате многочисленных экспериментов удалось пока-
зать, что относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворенного вещества (1 закон Рауля).
(Р – Р0 )/Р0 = N 2 = n2 /n 1 + n2, где N2 -мольная доля растворимого вещества, n1 – число молей растворителя, n2 – число молей
растворимого вещества.
1-й Закон Рауля используется для определения молекулярных масс растворимого вещества. Рассмотрим зависимость давления насыщенного пара растворителя над раствором от температуры.
Жидкость закипает, когда давление насыщенного пара ста-новится равным атмосферному давлению. Жидкость затвердевает, когда давление насыщенного пара растворителя над раствором становится равным давлению насыщенного пара твердой фазы.
Следует отметить, что и температура затвердевания и температура кипения является индивидуальными характеристиками растворителя.
Кривая зависимости для раствора идет ниже кривой раство-
рителя, т.е. раствор закипает при более высотой температуре и затвердевает при более низкой температуре, чем чивстый раство-ритель.
Экспериментально было показано, что повышение температуры кипения и понижение температуры затвердевания пропорционально концентрации растворенного вещества, т.е.
Δtкип = E • mв, Δtзам = K • mв,
где Е – эбулиоскопическая постоянная; К – криоскопическая постоянная; mв – концентрация растворимого вещества (моляльность)
Их значение для разбавленных растворов получают для одномоляльных растворов. Т.о. криоскопическя постоянная показывает на сколько одномоляльный раствор затвердевает ниже растворителя, а эбуллиоскопическая – на сколько раствор кипит выше по сравнению с растворителем. Для каждого растворителя определяется соответствующее значение крио-скопической и эбуллиоскопической постоянной, которое затем используется в расчетах. Е и К зависят только от природы
растворителя. 2-й закон Рауля
Повышение температуры кипения и понижение температуры затвердевания раствора над чистым растворителем прямо пропорционально моляльности раствора.
Таким образом, закипание раствора и кристаллизация раствора происходит в определенном интервале температуры.
Девиз: «ВОДА – ПРИЧИНА РАСПАДА
СОЕДИНЕНИЙ НА ИОНЫ.
ПОДОБНОЕ РАСТВОРЯЕТСЯ В ПОДОБНОМ»
ЛЕКЦИЯ 9.
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.
План:
Сила электролитов.
Ионное произведение воды.
Ионные реакции.
Гидролиз солей.
Диссоциация электролитов в водном растворе.
При изучении основных закономерностей для растворов кислот, оснований и солей было показано, что они не подчиняются законам Вант-Гоффа и Рауля. Было установлено, что осмотическое давление, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения изменяется на одну и ту же величину
