Лекція №11. Властивості розбавлених розчинів неелектролітів

Основні питання:

1. Ідеальні розчини. Колігативні властивості розчинів.

2. Дифузія.

3. Осмос.

4. Тиск пари над розчинами. І закон Рауля.

5. Замерзання та кипіння розчинів. ІІ закон Рауля.

Розчини, утворення яких з компонентів не супроводжується зміною об’єму системи (∆V=0), тепловими ефектами (∆Н=0), називають ідеальними розчинами.

Причина утворення ідеальних розчинів: зростання ентропії при змішуванні.

До моделі ідеального розчину наближаються безмежно розбавлені розчини (концентрація розчиненої речовини занадто мала, відносно великі відстані між молекулами, тому можна знехтувати силами взаємодії між частинками розчиненої речовини і розчинника).

Властивості ідеальних розчинів не залежать від природи розчиненої речовини, а визначаються лише концентрацією.

Згідно з рекомендацією ІЮПАК, концентрацією розчиненої речовини (не розчину!) називають відношення кількості або маси розчиненої речовини до об’єму розчину; концентрацію виражають у моль на літр або грамах на літр.

Концентрація – це відношення не однотипних величин. Відношення однотипних величин називається часткою, наприклад, відношення маси розчиненої речовини до маси розчину називається масовою часткою розчиненої речовини у розчині.

Властивості розчинів, які не залежать від природи розчиненої речовини, а визначаються кількістю частинок у розчині, називаються колігативні (означає „зв’язані між собою”).

До колігативних властивостей розчинів належать:

³ осмотичний тиск;

³ зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином;

³ підвищення температури кипіння розчинів;

³ зниження температури замерзання розчинів.

Дифузія – це довільний процес поступового проникнення частинок однієї речовини (під впливом їх теплового руху) в середовище другої речовини, внаслідок чого концентрації речовин у всіх частинах об’єму системи вирівнюються.

Кількісною мірою дифузії у стандартних умовах є коефіцієнт дифузії (Д) – характеризує здатність речовин до дифузії – вимірюється кількістю речовини, що перенесена за одиницею часу через одиницю площі поверхні (м²/с).

Для інтенсифікації процесу розчинення тверду речовину подрібнюють для збільшення площі поверхні контакту з рідиною (збільшення питомої поверхні твердої речовини).

При виробництві кулінарної продукції процес розчинення є процесом, що супроводжує інші теплові процеси: адсорбцію, ректифікацію, варіння і смаження. Розчинення твердих тіл належить до процесів з фіксованою поверхнею фаз (наявна межа розділу рідина – тверде тіло).

При виготовленні їжі шляхом теплової обробки (варіння, смаження) важливим є масопередача в твердій фазі. В цих процесах крім масовіддачі від поверхні розділу фаз в рідину, пару, жир (фритюр) відбувається переміщення речовини в твердій фазі – масопровідність.

Процес масоперенесення в твердих тілах називають «стиснена дифузія», що пояснюється тим, що основа, скелет матеріалу, з якого складається продукт, здійснює опір дифузійному потоку або навіть перегороджує шлях дифузійному потоку.

Закон кінетики перенесення дифундуючої речовини: кількість речовини, що була переміщена в твердій фазі за рахунок масопровідності, пропорційна коефіцієнту масопровідності D_м, градієнту концентрації С, площі поверхні, перпендикулярної до напряму потоку речовини, і часу τ:

,

де D_м – коефіцієнт масопровідності, м²/с;

– градієнт концентрацій;

dS – площа поверхні, що перпендикулярна напряму потоку речовини, м²;

τ – час, с.

У процесах варіння та смаження різні напрями поширення температури і концентрації речовини, що дифундує.

Температурний градієнт спрямований від периферії продукту до його центру, а градієнт концентрації – від центру до периферії. При цьому важка речовина, що дифундує, переміщується у напрямі градієнта температур, а дифундуюча легка речовина – у напрямі градієнта концентрацій. Таке явище називається термодифузією. При термодифузії процес масообміну може бути утруднений внаслідок протилежних напрямів руху, наприклад, вологи і парів при варінні, смаженні, висушування.

Рух вологи у напрямі градієнта температур (від периферії до центру) називається термовологопровідність.

Переміщення вологи у напрямі градієнта концентрації (від центру до периферії) називається волого провідність (дифузія води).

Якщо в колбу з водою внести розчинну речовину, то молекули цієї речовини будуть спричиняти тиск на стінки колби, який можна виявити за допомогою напівпроникних перетинок (мембран).

Напівпроникна мембрана – мембрана, що пропускає частинки розчинника, але не пропускає частинки розчиненої речовини.

Осмос – довільний перехід розчинника через напівпроникну мембрану з розбавленого розчину (чистого розчинника) в концентрований розчин. Явище осмосу можна спостерігати за допомогою приладу ‑ осмометра.

Експеримент, який показує дію осмотичного тиску:

Початок експерименту

Кінець експерименту

2     1

3

1 – вода 2 – концентрований розчин цукру 3 ‑ напівпроникна мембрана Система, що утворилася – нерівноважна. Внаслідок цього в ній починається самочинний процес вирівнювання концентрацій: молекули розчинника (води) переходять у посудину 2 з розчином цукру.

Внаслідок осмосу об’єм рідини у посудині 2 збільшиться і розчин почне підійматись. Для припинення осмосу необхідно ззовні до розчину прикласти тиск, що спричинятиме зворотний процес – вихід молекул розчинника з розчину. Цей тиск ‑ осмотичний тиск, π_осм (рівноважний гідростатичний тиск)

Осмотичний тиск (_осм.) – тиск, який необхідно прикласти до концентрованого розчину, щоб завадити перенесенню розчинника через мембрану.

Якщо Р_{зовнішній} > _осм. – зворотний осмос (одержання питної води з морської, очищення стічних вод). Причиною того, що на солонцюватих ґрунтах не всі рослини можуть проростати є зворотний (обернений) осмос.

Закон осмотичного тиску для розведених розчинів неелектролітів (Вант-Гофф, 1887): осмотичний тиск розчину дорівнює тому тиску, який чинила б розчинена речовина, якби вона при тій же температурі перебувала у газоподібному стані і займала б об’єм, рівний об’єму розчину (осмотичний тиск розчину прямо пропорційний його концентрації та температурі).

πосм = , Якщо V=1л, то v =См πосм.= СмRT πосм. =

πосм. ‑ осмотичний тиск розчину (Па); v ‑ кількість молей розчиненої речовини (моль); V – об’єм розчину (м^3); R – універсальна газова стала 8,31 Дж/(моль∙ К); Т – абсолютна температура (К); См – молярна концентрація розчиненої речовини (моль/л); m – маса розчиненої речовини (г); μ ‑ молярна маса розчиненої речовини (г/моль).

Висновки:

a Осмотичний тиск залежить від концентрації розчиненої речовини, а не від її хімічного складу.

a Осмотичний тиск пропорційний різниці концентрацій у розчинах, що розділені мембраною (Т=const).

a Осмотичний тиск пропорційний температурі (∆С=const).

За осмотичним тиском розчини класифікують на:

þ Гіпертонічні (π_{осм .} зовнішнього розчину > Р у середині клітини): клітина знаходиться в концентрованому розчині, відбувається дифузія води з клітини в розчин, об’єм клітини зменшується (цитоплазма відокремлюється від оболонки), клітина зморщується.

Плазмоліз – явище зморщування клітини в гіпертонічному розчині внаслідок втрати води (при консервуванні овочів і плодів, приготуванні джемів, повидла, варення; в медицині як зовнішнє для змочування марлевих пов’язок, що вводять у гнійні рани).

þ Гіпотонічні ( π_осм. зовнішнього розчину < Р у середині клітини) – клітина знаходиться в розбавленому розчині, відбувається дифузія води в клітину із зовнішнього розчину, збільшується об’єм клітинного соку, клітина набухає.

Тургор – явище збільшення клітини в об’ємі, набухання в гіпотонічному розчині (при варінні компотів, гемоліз еритроцитів).

þ Ізотонічні (π_{осм .} зовнішнього розчину = Р у середині клітини) – стан клітини не змінюється. У медицині вводять внутрівенно для компенсації втрат крові: π _осм. 0,85%-ного NaCІ = 7,5 10⁵Па; π_осм.4,5-5%-ного C₆Н₁₂О₆ = 7,5 10⁵Па;

π _осм. крові людини = 7,4 10⁵ - 7,8 10⁵ Па (t=37^оС).

Властивості розчину завжди відрізняються від властивостей кожного з його компонентів. Ця зміна властивостей зумовлена:

1. характером взаємодії між компонентами;

2. зменшенням концентрації молекул кожної з речовин під час розподілу в ній молекул іншої речовини.

Вплив цих чинників зростає із збільшенням концентрації розчиненої речовини.

Тиск насиченої пари – це тиск, при якому (при певній температурі) досягається динамічна рівновага, що характеризується рівністю швидкостей випаровування та конденсації рідини.

Внаслідок випаровування над рідиною утворюється пара, тиск якої можна виміряти за допомогою манометра. Одночасно з ендотермічним процесом випаровування відбувається зворотний екзотермічний процес конденсації. За певних умов між цими процесами встановлюється рівновага (ΔG = 0). Рівноважний стан системи рідина – пара за певної температури характеризується тиском насиченої пари.

Якщо в рідині розчинена нелетка речовина, то вона утруднює випаровування розчинника (між молекулами розчинника і розчиненої речовини відбувається взаємодія) при цьому зменшується концентрація молекул розчинника в одиниці об’єму, зменшується кількість молекул, що випаровуються за одиницю часу з рідкої фази у пароподібну. Згідно з принципом Ле Шательє, починається процес, спрямований на зменшення зовнішнього впливу, тобто відбувається процес конденсації, що призводить до зниження тиску пари. Рівновага між рідиною і парою встановиться при нижчій концентрації пари, тобто при нижчому тиску пари.

þ Р насиченої пари розчинника над розчином < Р насиченої пари розчинника над чистим розчинником.

þ Зниження тиску пари над розчином буде більшим, чим вища концентрація розчиненої речовини у розчині.

І закон Рауля (1887): відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином дорівнює мольній частці розчиненої речовини.

І закон Рауля встановлює залежність тиску пари від концентрації розчину: тиск насиченої пари розчинника над розчином (Р _а) прямо пропорційний молярній долі розчинника (N _a).

Р _а = Р _а ^о N _a, де Р _а ^о – тиск пари над розчинником;

, де N _в – молярна доля розчиненої речовини;

‑ відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином.

Закон Рауля точно виконується тільки для ідеальних розчинів.

Графічне зображення І закону Рауля (для ідеального розчину) Т=const

В- чистий компонент В (менш леткий) А – чистий компонент А (більш леткий) Сумарний тиск парів 2-х компонентного розчину (Р) та парціальний тиск пари більш леткого компоненту (Р а ^о) збільшується зі збільшенням молярної долі більш леткого компоненту (N a) Одночасно парціальний тиск менш леткого компоненту розчину (Рв) зменшується.

Відхилення від закону Рауля:

Позитивні Р пари експ. > Р пари обчисл. Бензол + етанол; вода + етанол Сили притягання А..В < Сили притягання А..А та В..В

Р рідина Т=const

пара

В А

Негативні Р пари експерим. < Р пари обчисл. Метанол + вода; азотна кислота + вода Сили притягання А..В < Сили притягання А..А та В..В   Р рідина Т=const     пара   В А

Дата добавления: 2014-01-07