Способы выражения концентрации растворов.

12
Далее ⇒

Растворы механические смеси

В зависимости от агрегатного состояния:

 

 

 

Растворитель(условно)- компонент раствора, концентрация которого выше, чем у других и который не меняет своего фазового состояния при образовании раствора

 

 

В зависимости от природы растворителя

 

 

Способы выражения концентрации растворов.

 

[моль/л, моль/дм³, моль/м³]

2.

 

[моль/л, моль/дм³, моль/м³]

Пример:

C_М (Н₂SО₄) = 2 моль/л

Э (Н₂SО₄) = 1/2 Н₂SО₄Þ f(Н₂SО₄) = ½

С_Н = = 4 моль/л

 

 

[г/мл, г/см³]

4.Массовая доля вещества, w:

 

 

 

(доли или ´100%)

r - плотность раствора [г /мл, г/см³]

 

Растворение- DG_{растворения} < 0 Þ самопроизвольный, обратимый процесс.

растворение

А_(к) А_(р-р)

кристаллизация

Насыщенный раствор - в данных условиях дальнейшее самопроизвольное растворение невозможно: DG_{растворения} = 0, J_{растворения} = J_{выделения}.

Ненасыщенный раствор - самопроизвольное растворение вещества еще возможно:

DG_{растворения} < 0, J_{растворения} > J_{выделения}.

Пересыщенный раствор –содержание растворенного вещества больше, чем в насыщенном растворе – неустойчивое состояние.

Растворимость зависит от:

· природы вещества и растворителя,

· давления газа над раствором (если растворяемое вещество газ),

· от температуры: с температуры растворимость

а) большинства твердых веществ ,

б) газообразных веществ

С_р C_p

CO₂

O₂ N₂

N₂

t,⁰C давление

Растворение - физико-химический процесс.

Ранее – физическая теория образования растворов: механическое диспергирование за счет сил диффузии.

Д.И.Менделеев – физико-химическая теория растворов (гидратная (сольватная) теория растворов).

: взаимодействие растворенного вещества и растворителя

Растворение NaCl_к в Н₂О:

 

 

Три стадии процесса растворения:

1) процесс ионизации -разрушение связей:

NaCl_к Na⁺_(г) + Cl^-_(г) ; DН_ион > 0; DS_ион > 0

2)процесс сольватации (гидратации)- взаимодействие растворителя с растворяющимся веществом с образованием - сольватов (гидратов): N Na⁺_(г) + aq Na⁺ ×aq _(р-р)

Cl^-_(г) + aq Cl^- ×aq _(р-р)

DН_сольв < 0; DS_сольв < 0

3) распределение (диффузия) по объему сольватов (гидратов):

DН_дифф > 0 , DS_дифф > 0 – (величины существенно меньше 1 и 2 ст.)

DН_Р = DН_ион + DН_сольв + DН_дифф;

DS_Р = DS_ион + DS_сольв + DS_дифф;

DН⁰_298NaCl = 335кДж Þ DН_ион - доминирует

DS⁰_298NaCl = 142 кДж/К Þ большое значение - хорошая растворимость

DG⁰_{298раств}= -8,8 кДж/моль NaCl Þ

т.к. DНр > 0 Þ с Т Þ раст-ть увеличивается.

 

Растворимость LiF_к Û Li⁺_(р-р) +F^-_(р-р)

DН⁰_298LiF > 0 - DН_ион - доминирует

DS⁰_298LiF = -33 кДж/К Þ DG⁰_{298раств} > 0 Þ

LiF -малорастворимая соль

 

· eсли в H₂O растворяются г или жÞ

DН_ион < DН_сольв Þ DНр < 0.

· Если растворяются к Þ

DН_ион > DН_сольв Þ DНр > 0

 

Cвойства растворов зависят от:

1) числа растворенных частиц (концентрации);

2) энергии взаимодействия молекул растворенного вещества друг с другом;

3) энергии взаимодействия молекул растворенного вещества и растворителя.

Если п.2,3 – малы – раствор идеальный Þ его свойства зависят только от концентрации

(разбавленные растворы неэлектролитов – сахар в воде)

C концентрации раствора Þ отклонения от законов идеальных растворов из-за взаимодействиями между частицами раствора.

Вместо концентрации (с) - активность (а).

g - коэффициент активности, учитывает все виды взаимодействия частиц в растворе.

g - вычисляют по экспериментальным данным

(температурам кипения, замерзания и др.)

g- безразмерная величина.

 

 

 

 

 

 

Электролитическая диссоциация:

(впервые Сванте Аррениус – 1886г)

 

NaCl_к + H₂O Na⁺×aq + Cl^-×aq

гидратированные ионы

NaCl_к H₂O Na⁺ + Cl^- DН_дисс> 0 –эндотерм.пр.

Электролиты:

степень диссоциации a:

 

с_о- исходная концентрация электролита

a- зависит от:

1)природы растворенного вещества:

a(СН₃СООН) < a(НСl)

2) природы растворителя: Þ

чем e Þ F Þ легче рвется связь под действием полярных молекул растворителя.

e (Н₂О) = 81

3) температуры: с Т Þ a

4) концентрации раствора: с концентрацииÞ a

5) введения одноименного иона:

СН₃СООН Û СН₃СОО^- + Н⁺

СН₃СООNH₄ СН₃СОО^- + NH₄⁺

равновесие смещается влево, т.е. a .

 

a < 3% - слабые электролиты – плохо распадаются на ионы;

3% < a < 30% - средние электролиты;

a > 30% - сильные электролиты – практически нацело распадаются на ионы.

 

 

 

Процесс диссоциации - обратим Диссоциация слабой кислоты: НА Û Н⁺ + А^-

 

 

 

g = 1 (взаимодействие слабое) Þ с =g ×а =а

 

; [H⁺] – равновесная концентрация

 

Диссоциации слабого основания: RОН Û R⁺ + ОН^-

Диссоциация комплексного иона:

[Cu(NH₃)₄]²⁺ Û Cu²⁺ + 4NH₃

 

 

К_Д зависит от:

· природы диссоциирующего вещества и растворителя;

· температуры.

С Т Þ К_Д , т.к. DН_дисс> 0.

---

12
Далее ⇒