РАСТВОРЫ Юрмазова Татьяна Александровна Томский политехнический университет

ПЛАН ЛЕКЦИИ: 1. Основные понятия и характеристики 2. Термодинамика процесса растворения 3. Способы выражения концентрации 4. Идеальные растворы. Законы Рауля. 5. Свойства сильных и слабых электролитов 6. Произведение растворимости. Константа диссоциации. 7. Ионное произведение воды. 8. Водородный показатель раствора.

Основные понятия Дисперсные системы - это смеси различных веществ. Они состоят из диспергированных веществ и дисперсионной среды и классифицируются по размерам частиц диспергируемых компонентов.

В зависимости от размера частиц дисперсные системы подразделяются на группы: взвеси (суспензии, эмульсии) – у которых частицы имеют размер 1000 нм (10 –6 м) и более; коллоидные системы - размеры частиц нм (10 –9 ÷5·10 –7 м), существуют, если частицы обладают зарядом. Для них характерно рассеяние света (эффект Тиндаля). Дисперсные системы также классифицируются по агрегатным состояниям дисперсной фазы и дисперсионной среды.

Истинные растворы – содержат атомы и молекулы, размеры которых обычно не превышают 5·10 –9 м – это термодинамически устойчивые однофазные многокомпонентные системы

Раствором называют гомогенную систему переменного состава, состоящую из одного или нескольких компонентов. Всякий раствор состоит из растворителя и растворенного вещества.

Растворитель- это тот компонент агрегатное состояние, которого не изменяется при образовании раствора. Растворимость- это способность вещества растворяться в том или ином растворителе.

Мера растворимости характеризуется коэффициентом растворимости – Коэффициент растворимости равен числу граммов растворенного вещества в 100 граммах воды

Если К < 10 –3 г/100 г воды – тогда вещество называется нерастворимым н Если К = 10 –3 г/100 г воды – тогда вещество называется малорастворимым м Если К > 1 г/100 г воды – тогда вещество называется растворимое р Если в таблице растворимости стоит прочерк, значит такие соли в растворе не существуют.

Для малорастворимых м и растворимых р веществ значение растворимости при различных температурах можно найти в справочниках. Для нерастворимых н веществ мерой растворимости служит величина произведения растворимости – ПР. Значения ПР приведены в справочниках.

Основные понятия Произведение растворимости (ПР) – это та часть вещества которая растворилась и диссоциирует на ионы в растворе.

Пример: ПР Аl(OH) 3 = 1· Al(OH) 3 Al OH – ПР = [Al 3+ ]·[OH – ] = 1·10 –32 ПР BaSO 4 =1,1· BaSO 4 Ba 2+ + SO 4 2– ПР = [Ba 2+ ]·[SO 4 2– ] = 1,1·10 –10, чем меньше эта величина, тем меньше растворимость.

ТЕРМОДИНАМИКА ПРОЦЕССА РАСТВОРЕНИЯ

Основные положения Растворение – это физико-химический процесс. Физическая сторона – растворяющее вещество теряет свою структуру, разрушается. Химическая сторона – растворяемое вещество взаимодействует с растворителем- сольватация- образуются сольваты, если растворение идет в воде, то процесс называется гидратацией - образуются гидраты.

Теплотой или энтальпией растворения – называется количество теплоты, которое выделяется или поглощается при растворении.

Что происходит при растворении? а) разрушение структуры растворенного вещества, т.е. фазовый переход Н фп Н фп > 0 тепло затрачивается NaCl тв = Na + + Cl – H>0 S>0

б) гидратация Н гидр < 0 тепло выделяется Na + + n·H 2 O = [Na(H 2 O)n]+ Cl – + m·H 2 O = Cl – m·H 2 O H

в) H раст = H фп + Н гидр Если H фп > Н гидр – то процесс эндотермический, Если H фп < Н гидр – то процесс экзотермический.

Энтропия растворения Энтропия растворения твердых и жидких веществ всегда больше нуля S>0 Энтропия растворения газов S

Энергия Гиббса G раств = Н раств +Т· S раств G раств

Насыщенный раствор – это раствор который находится в равновесии с растворяющимся веществом.

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ

Концентрация раствора – это количество растворенного вещества, содержащегося в единице массы и объема раствора или растворителя.

1. Молярная концентрация Молярная концентрация – характеризует число молей растворенного вещества в одном литре раствора

m (р.в.) - масса растворенного вещества, г; М (р.в.) – молярная масса растворенного вещества, г/моль; V – объем раствора, л.

2. Молярная концентрация эквивалента или нормальность Молярная концентрация эквивалента или нормальность – выражает число моль эквивалентов в одном литре раствора

3. Моляльная концентрация Моляльная концентрация – число моль растворенного вещества на 1 кг растворителя

4. Мольная доля Мольная доля – характеризуется отношением числа молей компонента к общему числу молей всех компонентов

5. Массовая доля Массовая доля – это число единиц массы растворенного вещества содержащееся в ста единицах массы раствора

6. Титр раствора Титр раствора – масса растворенного вещества в 1 мл раствора

ИДЕАЛЬНЫЕ РАСТВОРЫ. Закон Рауля

Идеальные растворы – это такие растворы, образование которых происходит без изменения объема и теплового эффекта.( H=0, V=0), лишь за счет увеличения энтропии. Идеальные растворы – это растворы, в которых пренебрегают межмолекулярным взаимодействием.

В идеальных растворах частицы растворенного вещества находятся на большом расстоянии друг от друга и их взаимное влияние можно исключить, а растворитель практически не меняет своих свойств.

Разбавленные растворы приближаются к идеальным. Из реальных растворов разбавленные растворы неэлектролитов могут по своим свойствам приближаться к идеальным.

Растворы не проводящие электрический ток называются неэлектролитами. Слабые электролиты в растворе не диссоциируют на ионы.

Некоторые физические свойства растворов неэлектролитов зависят только от концентрации частиц растворенного вещества и природы растворителя и не зависят от природы растворенного вещества. Эти свойства называются коллигативными свойствами.

К коллигативным свойствам относятся следующие: 1. Понижение давления паров растворителя 2. Повышение температуры кипения, понижение температуры затвердевания 3. Осмотическое давление

1. Понижение давления паров растворителя Согласно, первому закону Рауля – относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворенного вещества в растворе

Р 0 – давление насыщенного пара над чистым растворителем; N – мольная доля растворенного вещества в растворе.

ПРИМЕР: Вычислить давление пара раствора содержащего 45г глюкозы C 6 H 12 O 6 в 720 граммах воды при 25 0 С. Давление пара воды при 25 0 С составляет 3167 кПа.

2а. Повышение температуры кипения Второй закон Рауля: а) Повышение температуры кипения Т кип раствора пропорционально моляльной концентрации раствора

Е кип – это моляльная константа повышения температуры кипения растворителя или его эбуллиоскопическая константа, которая зависит от природы растворителя. Е кип приведен а в справочниках.

ПРИМЕР: Вычислить температуру кипения 4,6% раствора глицерина в воде. Молекулярная масса глицерина С 3 Н 8 О 3 равна 92, Е кип для воды равна 0,52.

2б. Понижение температуры затвердевания растворов Второй закон Рауля: б) Понижение температуры затвердевания растворов пропорционально моляльной концентрации раствора

К затв – это моляльная константа понижения температуры затвердевания или криоскопическая константа (для растворителя).

ПРИМЕР Вычислить температуру затвердевания раствора состоящего из 100 гр этиленгликоля С 2 Н 6 О 2 (М=62) и 900 граммов воды, К затв =1,86.

3. Осмотическое давление Раствор представляет собой однородную систему. Частицы растворенного вещества и растворителя находятся в беспорядочном тепловом движении и равномерно распределяются по всему объему раствора.

Молекулы растворителя и растворенного вещества будут диффундировать преимущественно в том направлении, где их концентрация ниже. Такая двухсторонняя диффузия приведет к выравниванию концентраций и С 1 =С 2.

Однако диффузия бывает односторонней, если растворы разделить полупроницаемой перегородкой, пропускающей только молекулы растворителя. При этом условии, что С 2 >С 1 молекулы растворителя с большей скоростью будут диффундировать в направлении С 1 С 2 и объем раствора с концентрацией С 2 несколько возрастет. Такая односторонняя диффузия называется осмосом.

Для количественной характеристики осмотических свойств вводится понятие осмотического давления. Осмотическое давление – это такое давление, которое нужно приложить, чтобы осмос прекратился..

Вант –Гофф предложил, что для осмотического давления можно применять уравнение состояния идеального газа

С М – молярная концентрация раствора. Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими.

ПРИМЕР: Вычислить осмотическое давление при 27 0 С раствора сахара С 12 Н 22 О 11 (М=342) 1 литр которого содержит 91г сахара.

СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Процесс распада вещества на ионы при растворении называется электролитической диссоциацией. Количественной характеристикой этого процесса является степень электролитической диссоциации ( )

Cтепень электролитической диссоциации ( ) - это количество распавшихся на ионы молекул к общему количеству растворенных молекул.

По величине различают: а) сильные электролиты > 0,3 б) электролиты средней силы 0,03 < < 0,3 в) слабые электролиты < 0,03

При диссоциации в растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации – ионами.

Пример: диссоциация уксусной кислоты СН 3 СООН=СН 3 СОО – + Н + В водном растворе устанавливается равновесие которое количественно характеризуется константой равновесия, иначе константой диссоциации:

Обозначим концентрации каждого из ионов: а концентрацию СH 3 COOH:

Тогда константу диссоциации запишем:

это закон разбавления Оствальда для слабых электролитов Степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.

Сильные электролиты в растворе диссоциируют на ионы. Рассмотрим примеры диссоциации кислот, оснований, солей.

Диссоциация Н NO 3 НNO 3 =H + + OH –

Диссоциация H 2 SO 4 Серная кислота диссоциирует по двум ступеням: H 2 SO 4 = H + + HSO 4 – HSO 4 – = H + + SO 4 2– H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2–

Диссоциация NaO Н NaОH = Na + + OH –

Диссоциация солей KCI = K + + CI – Al 2 (SO 4 ) 3 = 2Al SO 4 2–

Экспериментально определяемые для сильных электролитов степени диссоциации называют кажущимися ( каж ) как правило каж не равно 100% (или 1).

Диссоциация электролита приводит к тому, что общее число частиц растворенного вещества молекул и ионов в растворе возрастает по сравнению с раствором неэлектролита той же молярной концентрации, а коллигативные свойства зависят от концентрации растворенного вещества, то поэтому коллигативные свойства для растворов электролитов сильно отличаются в равных по концентрации растворах неэлектролитов. Это различие учитывается с помощью изотонического коэффициента ( i )

Изотонический коэффициент Это отношение общего числа частиц в растворе к числу растворенных молекул В растворах электролитов реально существующее число частиц > числа растворенных молекул Поэтому вводится поправочный коэффициент (i), учитывающий изменение числа частиц:

Изотонический коэффициент (i) – показывает во сколько раз концентрация частиц в растворе больше числа растворенных молекул. Тогда коллигативные свойства для растворов электролитов, будут определятся по формулам с учетом изотонического коэффициента.

Изотонический коэффициент ( i ) может быть вычислен как отношение Р, Т кип, Т затв, Р осм, найденных на опыте к тем же величинам, вычисленным без учета диссоциации электролита:

Изотонический коэффициент ( i ) и степень электролитической диссоциации ( ) связаны между собой соотношением: n – число ионов на которые распадается при диссоциации молекула электролита: KCI = K + + CI – n=2 Al 2 (SO 4 ) 3 = 2Al SO 4 2– n=5

Пример: Вычислить осмотическое давление (17 0 С) раствора Na 2 SO 4 в 1 литре которого содержится 7,1 грамма растворенной соли. Кажущаяся степень электролитической диссоциации соли в растворе равна 0,69 или (69%)

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

В насыщенном растворе малорастворимых соединений устанавливается равновесие между осадком и ионами электролита в растворе BaSO 4 Ba 2+ + SO 4 2– K P = ПР = [Ba 2+ ]·[SO 4 2– ] = 1,1·10 –10

Произведение растворимости Произведение растворимости равно константе равновесия реакции, равно произведению молярных концентраций ионов участвующих в равновесии каждая из которых введена в степень, равную стехиометрическому коэффициенту при соответствующем ионе в уравнении равновесия.

Пример: Ca 3 (PO 4 ) 2 = 3Ca PO 4 3- ПР=[Ca 2+ ] 3 ·[PO 4 3- ] 2 =K p

ПРИМЕР 1. Растворимость гидроксида магния при 18 0 С равна 1,7*10 –4 моль/л. Найти произведение растворимости.

ПРИМЕР 2 Произведение растворимости СаF 2 =3,9·10 –11. Какова растворимость СаF 2 в воде( в г/литр и молях/литр).

Условием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов малорастворимого электролита над его произведением растворимости.

Будет ли образовываться при смешении равных объемов нитрата свинца с концентрацией 12·10 –4 моль/л и сульфата натрия с концентрацией 8·10 –3. ПР = [Pb 2+ ]·[SO 4 2- ]=1,6·10 –8.

Константа диссоциации воды Вода - слабый электролит Н 2 О = Н + + ОН –

Ионное произведение воды: 1 л. H 2 O содержит 55,5 моль H 2 O K д. [H 2 O] = 1, –16. 55,5 = = [H + ]. [OH – ] = 10 –14 = К w К w не зависит от концентрации ионов

Водородный показатель Кислотность или основность водных растворов характеризуется концентрацией [Н + ] или [ОН – ] ионов Удобнее использовать логарифмическое выражение: рН = - lg [H + ] и pOH = - lg [OH – ] Для воды [Н + ] = [ОН – ] = 10 –7 рН = рОН = 7 - нейтральная среда

Если в растворе: [Н+] > [ОН–], то рН 7 – это кислые растворы [Н+] 7, а рОН < 7 – это щелочные р-ры pН + pOH = 14