Способы выражения состава растворов

ЛЕКЦИЯ № 2

РАСТВОРЫ

1. Классификация систем, состоящих из двух и более веществ

Системы, состоящие из двух и более веществ, в зависимости от размеров частиц можно разделить на: дисперсные системы(10^–3 ÷ 10^–5 см), коллоидные растворы(10^–5 ÷ 10^–7 см) и истинные растворы(менее 10^–7 см).

Дисперсная система – это система из двух или более веществ, в которой одно или несколько веществ измельчено и равномерно распределено в другом.

Дисперсные системы термодинамически неустойчивы и с течением времени разделяются.

Коллоидный раствор – это система,характеризующаяся такой степенью раздробленности компонентов при которой броуновское движение препятствует осаждению частиц.

Коллоиды по внешнему виду напоминают истинные растворы.

Коллоиды находятся в метастабильном состоянии и достаточно небольшого внешнего воздействия, чтобы началась коагуляция и разделение компонентов коллоидного раствора.

Истинный раствор – это система в которой растворённое вещество и растворитель измельчены до атомного или молекулярного уровня и равномерно распределены по всему объему раствора. Истинные растворы – термодинамически устойчивые системы. В последующем вместо названия истинный раствор будет применяться термин «раствор». Раствор – это однородная система, состоящая из двух или более компонентов.

Массовая доля (ω) –отношение массы растворенного вещества к массе раствора: ω(x) = m(x) ∕ m(раствора). 2.1

Массовая доля выражается в долях от единицы или в процентах (в долях от ста). Процентная концентрация показывает, сколько граммов растворённого вещества содержится в 100 г раствора. Например: ω(Н₂SО₄) = 3% или 3% Н₂SО₄, т.е. в 100 г раствора содержится 3 г Н₂SО₄.

Молярная концентрация (С) – отношение количества молей растворенного вещества к объему раствора: С = n ∕ V 2.2

Сокращенное обозначение молярной концентрации – М. На практике молярную концентрацию выражают обычно в моль/л. Например,

С(Н₂SО₄) = 2 моль/л или 2 М Н₂SО₄, т.е. в одном литре раствора содержится 2 моль Н₂SО₄.

На практике также применяются мольная доля, моляльная, нормальная и другие концентрации.

3. Растворы неэлектролитов

Неэлектролиты – вещества растворы которых не проводят электрический ток.

3. 1. Законы Рауля

Плавление, кипение и другие фазовые переходы для летучего вещества протекают при определенных значениях давлений паров над веществом. При переходе от чистого растворителя к раствору давление пара растворителя надраствором изменяется, что соответственно приводит к изменению температур кипения и замерзания растворов, а также осмотического давления.

Рассмотрим двухкомпонентный раствор:

растворитель – летучее вещество, это вещество которое можно перевести в газообразное состояние при атмосферном давлении,

растворенное вещество ­– нелетучее и не диссоциирующее на ионы (неэлектролит) вещество.

Количественно равновесное состояние между жидкостью и паром характеризуется давлением насыщенного пара. Обозначим:

р₀ – давление насыщенного пара над чистым растворителем,

р – давление насыщенного пара над раствором.

Молекулы нелетучего компонента препятствуют улетучиванию из раствора молекул растворителя (какая-то часть поверхности просто занята ими), т.е. р₀> р. Таким образом, давление насыщенного пара растворителя над раствором ниже, чем над чистым раствори­телем. Отсюда:

(р₀ – р) – абсолютное значение понижения давления пара растворителя над раствором,

() – относительное понижение давления пара растворителя над раствором.

В 1887г французский ученый Ф.М.Рауль открыл закон, согласно которому относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества:

2.3

(3.8)

Из закона Рауля следует, что понижение давления пара над раствором не зависит от природы растворенного вещества, а зависит только от количества частиц растворенного вещества.

Уменьшение давления пара над раствором приводит соответственно к повышению температуры кипения и понижению температуры замерзания раствора. Практическим применением закона Рауля стали, выведенные на его основе, криоскопический и эбуллиоскопический законы. Данные законы позволяют рассчитать повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов нелетучих неэлектролитов.

Температура кипения – это температура при которой давление пара над раствором становится равным внешнему давлению. Для достижения раствором данного давления пара растворителя требуется более высокая температура в сравнении с чистым растворителем.

Температура замерзания – это температура при которой давление пара над раство­ром станет равным давлению насыщенного пара над кристаллами растворителя. Для раствора, в сравнение с чистым растворителем, температура замерзания ниже.

Криоскопический и эбуллиоскопический законы Рауля имеют вид:

ΔТзам. = К·Сm –криоскопический закон,	(2.4)
ΔТкип. = Э·Сm – эбуллиоскопический закон	(2.5)

где ΔТзам. – понижение температуры замерзания,

К – криоскопическая постоянная растворителя,

ΔТкип. – повышение температуры ки­пения,

Э – эбулиоскопическая постоянная растворителя,

С_m — моляльная концентрация растворенного вещества.

Значения криоскопических и эбулиоскопических констант для воды и бензола приведены в таблице 1.

Таблица 1 – Криоскопические и эбулиоскопические константы

Растворитель	ТКИП, °С	Э, град·моль^-1·кг	ТЗАМ, °С	К, град·моль^-1·кг
Вода – Н2О		0,52		1,86
Бензол – С6Н6	80,1	2,53	5,5	5,12

Физический смысл криоскопических и эбулиоскопических констант следующий. Они показывают, на сколько градусов выше кипит и на сколько градусов ниже замерзает одномоляльный ра­створ (содержащий I моль растворенного вещества на 1кграстворителя) по сравнению с температурами кипения и за­мерзания чистого растворителя.

Криоскопическая и эбулиоскопическая константы не зависят от природы растворенного вещества, а являются характеристиками ра­створителя.

Законы Рауля широко применяются на практике. Например, 58 % (по массе) водный раствор этиленгликоля замерзает при температуре -50 °С.

4. Растворы электролитов

Дата добавления: 2014-01-07