Теоретические пояснения. Концентрация раствора – это относительное содержание растворенного вещества в растворе

Концентрация раствора – это относительное содержание растворенного вещества в растворе. Для выражения концентрации растворов существует два способа.

I. долевой способ:

а) массовая доля вещества ω, безразмерная величина или выражается в процентах, вычисляют по формуле

%

где m(в-ва), масса вещества, г;

m(р-ра), масса раствора, г.

б) мольная доля χ, величина безразмерная или выражается в процентах, вычисляют по формуле

%

где ν(в-ва), количество вещества, моль;

ν₁ + ν₂ +…, сумма количеств всех веществ в растворе, моль.

в) объемная доля φ, величина безразмерная или выражается в процентах, вычисляют по формуле

%

где V(в-ва), объем вещества, л;

V(смеси), объем смеси, л.

II. концентрационный способ:

а) молярная концентрация C_M, моль/л, вычисляют по формуле

где ν(в-ва), количество вещества, моль;

V(р-ра), объем раствора, л.

б) нормальная концентрация С_Н, моль/л, вычисляют по формуле

или

где ν(экв), количество вещества эквивалента, моль;

V(р-ра), объем раствора, л;

Z, фактор эквивалентности.

в) моляльная концентрация С_b, моль/кг, вычисляют по формуле

где ν(в-ва), количество вещества, моль;

m(р-ля), масса растворителя, кг.

г) титр Т, г/мл, вычисляют по формуле

где m(в-ва), масса вещества, г;

V(р-ра), объем раствора, мл.

Поскольку растворы это физико-химические системы необходимо рассмотреть процесс взаимодействия растворенного вещества с водой.

При образовании растворов характер взаимодействия компонентов определяется их химической природой, что затрудняет выявление общих закономерностей. Поэтому удобно прибегнуть к некоторой идеализированной модели раствора. Такой раствор, образование которого не связано с тепловым эффектом и с изменением объема называют идеальным раствором.

Хотя большинство растворов и не обладает в полной мере свойствами идеальных, однако свойства многих из них могут быть описаны при помощи этой модели. Наиболее подходящими в этом плане являются разбавленные растворы, в которых содержание растворенного вещества очень мало по сравнению с содержанием растворителя.

Рассмотрим свойства разбавленных растворов, которые зависят от числа частиц растворенного вещества и от количества растворителя, но практически не зависят от природы растворенных частиц (коллигативные свойства).

К таким свойствам относятся: понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем, осмотическое давление.

Осмос - это односторонняя диффузия веществ из растворов через полупроницаемую мембрану, разделяющую раствор и чистый растворитель или два раствора различной концентрации.

В системе растворитель-раствор молекулы растворителя могут перемещаться через перегородку в обоих направлениях. Но число молекул растворителя, переходящих в раствор в единицу времени, больше числа молекул, перемещающихся из раствора в растворитель.

Давление, которое надо приложить, чтобы скорости обоих процессов были равными, называют осмотическим.

Растворы, характеризующиеся одинаковым осмотическим давлением, называются изотоническими.

Осмотическое давление определяют согласно закону Вант - Гоффа

,

где ν, количество вещества, моль;

R, газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль·К);

Т, абсолютная температура, К;

V, объем раствора, м³

Согласно закону Рауля, относительное понижение давления насыщенного пара над раствором равно мольной доле растворенного нелетучего вещества:

Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов по сравнению с чистым растворителем, по следствию из закона Рауля прямо пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества:

где - изменение температуры, - моляльная концентрация (моль/кг), - коэффициент пропорциональности, в случае повышения температуры кипения называется эбулиоскопической константой, а для понижения температуры замерзания – криоскопической. Эти константы, численно различные для одного и того же растворителя, характеризуют повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания одномоляльного раствора, т.е. при растворении 1 моль нелетучего электролита в 1000 г растворителя. Поэтому их часто называют моляльным повышением температуры кипения и понижением температуры замерзания раствора. Криоскопические и эбулиоскопические константы не зависят от природы растворенного вещества, а лишь зависят от природы растворителя и характеризуются размерность .

Растворитель	Температура, ^0С	Константа,
Кипения	Плавления
Н2О			0,52	1,86
С6Н6	80,1	5,5	2,53	5,12
ССI4	76,5	-22	5,03	30,0
СНСI3	61,7	-63,5	3,63	4,7

Выше приведены криоскопические и эбулиоскопические константы для некоторых растворителей:

Криоскопия и эбулиоскопия – методы определения молекулярных масс растворенных веществ. Эти методы позволяют определить молекулярную массу не диссоциирующих при растворении веществ по понижению температуры замерзания и по повышению температуры кипения растворов известной концентрации:

где - масса растворенного вещества в граммах, - масса растворителя в граммах, - молярная масса растворенного вещества в г/моль, 1000- коэффициент пересчета от граммов растворителя к килограммам. Из (1) молярная масса неэлектролита выразится как:

Растворимость S показывает, сколько граммов вещества может раствориться в 100 г воды при данной температуре. Растворимость твердых веществ с ростом температуры, как правило, возрастает, а для газообразных веществ - уменьшается.

Твердые вещества характеризуются самой различной растворимостью. Наряду с растворимыми веществами существуют малорастворимые и практически нерастворимые (в воде). Однако абсолютно нерастворимых веществ в природе нет. Рассмотрим равновесие между твердым осадком труднорастворимой соли AgCI и ее ионами в растворе:

AgCl_(тв) = Ag⁺ + Cl^ˉ

Константа равновесия имеет вид

K=[Ag⁺] [Cl^ˉ].

При этом концентрация конденсированной фазы [AgCl_(тв)] как постоянная входит в величину К. Тогда константа равновесия определяется только произведением концентраций ионов [Ag⁺] и [Cl^ˉ] в растворе и называется произведением растворимости:

ПР=[Ag⁺] [Cl^ˉ].

Для соединения А_mB_n

ПР= [А⁺]^m [B^ˉ]ⁿ

Величина ПР характеризует растворимость труднорастворимого электролита при постоянной температуре.

Следует различить понятия произведение растворимости(ПР) и произведение ионов (ПИ).

ПР, величина постоянная и показывает какое значение имеет произведение молярных концентраций ионов, образующиеся при диссоциации слабо растворимого вещества в насыщенном этим веществом растворе (водный раствор, содержащий осадок этого вещества).

ПИ это ионное произведение концентраций ионов в любом, искусственно созданном (не насыщенном) растворе. Если значение ПИ > ПР, то образуется осадок мало растворимого вещества.

Пользуясь значениями ПР, можно рассчитать молярную концентрацию ионов в насыщенном растворе. Сопоставлением значений ПР и ПИ можно предсказать, выпадет ли осадок, при смешении двух растворов с определенными концентрациями и объемами?

Дата добавления: 2015-06-29