Растворы (стр. 2 )

  ,  (моль/1000 г)  (1.7)

или  ,  (моль/1000 г).  (1.8)

5)  Титр (Т) характеризует массу вещества, содержащуюся в одном мл раствора:

        г/мл.                         (1.9)

6)  Мольная доля (х) характеризует долю, которая составляет количество растворенного вещества от суммы количества веществ всех компонентов раствора. Мольная доля – величина безмерная.

  ,  (1.10)

где nB – количество молей растворенного вещества;

  nр-ля – количество молей растворителя.

7) Объемная доля характеризует долю, которую составляет объем растворенного вещества от объема раствора:

  .  (1.11)

1.3 Общие свойства растворов

Общие (коллигативные) свойства растворов те, которые не зависят от природы растворенных веществ, а зависят от количества растворенного вещества. Законам, описывающим общие свойства растворов, подчиняются растворы неэлектролитов. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы. Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).

Давление насыщенных паров воды над чистым растворителем всегда больше чем над раствором. Это явление описывает первый закон Рауля.

Понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворенного нелетучего вещества:

  ,  (1.12)

где и – давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем и над раствором, Па;

  х – мольная доля.

Второй закон Рауля: повышение температуры кипения ΔТкип и понижение температуры замерзания ΔТзам пропорционально моляльной концентрации раствора:

  ΔТкип= Кэ Сm  и  ΔТкип=КкСm  ,  (1.13)

где  Кэ – эбулископическая постоянная растворителя;

  Кк – криоскопическая постоянная;

  Сm – моляльная концентрация, моль/1000 г.

Явление осмоса и связанное с ним осмотическое давление также описывает поведение растворов неэлектролитов, как и законы Рауля.

Явление, связанное со способностью проходить через мембрану, в частности, только молекул растворителя, называется осмосом, а вызываемое им изменение давления по обе стороны мембраны – осмотическим давлением. Явление осмоса чрезвычайно разнообразно и во многом определяется природой мембраны и компонентов раствора.

Согласно Вант-Гоффу осмотическое давление раствора численно равно тому газовому давлению, которое имело бы растворенное вещество, будучи переведенным в газообразное состояние в том же объеме и при той же температуре. Закон Вант-Гоффа можно записать в виде:

  p = СМ. R.T,  (1.14)

где  СМ  – молярная концентрация, моль/л.

Если растворы характеризуются одинаковыми осмотическими давлениями, то по Вант-Гоффу такие растворы называются изотоническими. Независимо от природы растворённого вещества, изотоничность является следствием одинакового числа частиц в растворе.

Поскольку при растворении реальное число частиц может отличаться от числа растворенных молекул, Вант-Гофф ввел понятие изотонического коэффициента i. По определению это отношение числа всех частиц к числу растворенных молекул:

    ,  (1.5)

где N1 − число всех частиц, находящихся в растворе;

  N2 − число растворенных молекул.

Если в законы Рауля и осмотического давления ввести изотонический коэффициент, то данные выражения можно использовать для реальных растворов.

       1.4 Электролитическая диссоциация

Значительная часть процессов, протекающих в растворах, является равновесными или стремится к состоянию равновесия.

Раствор, в котором устанавливается равновесие между растворителем и растворенным веществом, называется насыщенным, а концентрация такого раствора – растворимостью. Растворы с меньшей концентрацией называются ненасыщенными:

                          растворение

Растворяемое вещество                         Раствор

                        образование фазы

Растворимость зависит от температуры. Можно приготовить пересыщенный раствор медленным охлаждением раствора, полученного при повышенной температуре. У пересыщенного раствора равновесие метастабильно, и любое физическое воздействие приводит к выпадению осадка.

При попадании веществ в полярный растворитель происходит электролитическая диссоциация, сопровождающаяся образованием сольватированных заряженных частиц - положительно заряженных катионов и отрицательно заряженных анионов. Электролитическая диссоциация вызывается взаимодействием полярных молекул растворителя с частицами растворяемого вещества. Например, для водных растворов:

HCl (газ) + (n+m)H2O = H+⋅nH2O + Cl-⋅mH2O,

NaCl (крист) + (p+q)H2O = Na+⋅pH2O + Cl-⋅qH2O.

Сольватация – взаимодействие между молекулами и ионами растворяемого вещества и молекулами растворителя, состоит из нескольких стадий: молекулярная диссоциация, образование сольватов, ионизация и электролитическая диссоциация:

                       ,                        

стадия(a) − процесс образования сольватов (рисунок 1.1)

где АВ – молекулы растворяемого вещества,

S  – молекулы растворителя.

       

Рисунок 1.1 – Процесс образования сольватов

,

стадия(b)  − электролитическая диссоциация (рисунок 1.2).

Рисунок 1.2 – Электролитическая диссоциация

Если процесс сольватации останавливается на стадии (a), то образуется раствор неэлектролита (подчиняется законам Рауля, Вант−Гоффа: раствор сахара в воде).

Если процесс протекает до стадии (b), то система является раствором электролита: растворы щелочей, солей, неорганических кислот в воде).

Количественной характеристикой электролитической диссоциации служит степень диссоциации α, равная отношению числа диссоциированных молекул Nдисс к общему числу молекул электролита в растворе Nобщ: 

  α = .  (1.16)

По способности к электролитической диссоциации электролиты условно подразделяют на сильные и слабые. К сильным электролитам  обычно относят вещества, которые в растворе практически полностью диссоциированы на ионы (α ≈ 1). Слабыми электролитами считают вещества, степень диссоциации которых α 1.

В водных растворах сильными электролитами являются большинство солей, такие кислоты, как H2SO4, HNO3, HCl, HClO3, HClO4, HBr, HBrO3, HBrO4, HI, HIO3, H2CrO4, HMnO4, HNCS, H4P2O7, H2SeO4, H[BF4], H2[SiF6] и др., а также гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.