🗊Презентация Растворы. Основные понятия. Концентрация. Законы Рауля

Раствор – гомогенная смесь, состоящая из двух или большего числа веществ, состав которой в некоторых пределах может непрерывно изменяться без скачкообразных изменений свойств. Компоненты – составные части растворов (растворитель и растворенные вещества). Пример: NaCl в Н2О. Растворы: - газовые смеси; - жидкие: растворы неэлектролитов и электролитов; - твердые. Образование раствора: - самопроизвольный процесс с увеличением энтропии; - динамический процесс – с увеличением концентрации растворенного вещества (при данных Т и Р) ∆G=0. Насыщенный раствор ∆G=0. (Растворимость – предельная концентрация растворенного вещества); Пересыщенный раствор ∆G>0. Перекристаллизация – способ очистки веществ.

Идеальные растворы (бензол + толуол): - нет взаимодействий между частицами растворенного вещества и растворителя, а так же между собой; - нет тепловых и объемных эффектов (∆Hp=0, ∆Vp=0). Реальные растворы (Н2SO4 в Н2О): - есть тепловые и объемные эффекты (∆Hp≠0, ∆Vp≠0); - есть различные взаимодействия между частицами. Неограниченная растворимость – достигается в условиях одинаковой энергии взаимодействия между частицами (Е(А-А) = Е(В-В) = Е (А-В)); Ограниченная растворимость – обусловлена неравенством энергий взаимодействия частиц (Е(А-А) ≠ Е(В-В) ≠ Е(А-В)); Критическая температура растворения (К) – температура, выше которой происходит неограниченное взаимное растворение; Закон распределения: С1/С2 = К (пример: растворимость иода в H2O и ССl4 при Т=const), метод экстракции;

Влияние на растворимость внешних условий: Давление: - с ростом давления растворимость газов в жидкостях увеличивается; Закон Генри С = k * P (для разбавленных растворов малорастворимых газов при Т=const) пример: N2 в H2O; - на растворение жидкостей и твердых веществ давление практически не влияет; Температура: - с ростом температуры растворимость газов падает (сольватация частиц экзотеромична); - изменение T влияет на растворение жидкостей и твердых частиц в зависимости от механизма (учесть разрушение Е крист. решетки и энергии сольватации) Растворимость веществ снижается при добавлении других веществ (Высаливание).

Концентрация раствора: Разбавленные растворы – растворы с концентрацией < 0,01 Моль/л. - Молярная концентрация , [моль/л]; - Нормальная концентрация , где [моль-экв/л]; - Моляльная концентрация , [моль/кг р-теля]; - Массовая доля , или , [% масс.]; - Объемная доля , [объемный процент]; - Мольная доля (раствор компонента А в растворителе B): XA +XB = 1, XB = 1/XA; - Активная концентрация , где f – коэффициент активности.

Давление насыщенного пара, I закон Рауля. Давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда меньше, чем над чистым растворителем. «А» – компонент раствора (растворитель). Если , то , следовательно , тогда . Если добавить к веществу «А» вещество «В», то Тогда , или ; Следовательно (только при ∆Hp≈0, ∆Vp≈0). Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества в растворе.

Температура замерзания (Тз) – Т начала образования кристаллов. Понижение температуры замерзания пропорционально понижению давления пара. Тогда (учитывая I закон Рауля) понижение температуры замерзания пропорционально концентрации растворенного вещества: (справедливо для неэлектролитов) k – криоскопическая постоянная (моляльное понижение температуры замерзания), m – моляльная концентрация

Температура кипения (Ткип) – температура, при которой давление насыщенного пара над раствором становится равным внешнему давлению. Повышение температуры кипения пропорционально понижению давления насыщенного пара. Тогда (учитывая I закон Рауля) повышение температуры кипения пропорционально концентрации растворенного вещества: , где (справедливо для неэлектролитов) Е – эбулископическая постоянная (моляльное повышение температуры кипения), m – моляльная концентрация

Осмос – движение растворителя через полупроницаемую мембрану из зоны с меньшей концентрацией в зону с большей концентрацией. Осмотическое давление – минимальное давление, которое необходимо приложить к раствору, чтобы предотвратить движение растворителя через полупроницаемую мембрану (впервые измерил В. Пфеффер 1877г.).

Вант-Гофф предложил эмпирическое уравнение: (только для идеальных, либо сильно разбавленных молекулярных растворов) Измерение осмотического давления: Статический метод: 1 – прошлифованный градуированный капилляр; 2 – ячейка с раствором; 3 – полупроницаемая мембрана

Динамический метод: 1 – ячейка измерения; 2 – мембрана; 3 – аспиратор; 4 – манометр; 5 – термостат; 6 – верхняя часть аспиратора (регулировка давления); 7 – капиллярная трубка. P1 – избыточное внешнее давление; P2 – пониженное внешнее давление; v1, v2 – скорости изменения положения мениска по шкале манометра.

Растворы электролитов Сольватация (гидратация) – электростатическое взаимодействие с молекулами растворителя (Д.И. Менделеев, И.А. Каблуков, С. Аррениус). ∆Hр – теплота растворения (3,8 кДж/моль); Uр – энергия кристаллической решетки (778 лДж/моль); ∆Hг – теплота гидратации (-774,2 кДж/моль).

Закон Кулона

Слабые электролиты: Ковалентные соединения, подвергающиеся в воде частичной диссоциации (слабые кислоты и основания, некоторые соли, органические кислоты, амины, фенолы и пр.) динамическое равновесие Cтепень диссоциации (α) – отношение количества продиссоциированных молекул к общему количеству молекул до диссоциации (0↔1, зависит от природы вещества и растворителя, T, концентрации). Закон действующих масс (Гульдберга и Вааге 1864г.): К – константа диссоциации, Зависит от природы вещества и растворителя, температуры К(СН3СООН) = 1,86*10-5 К(ССl3COOH) = 1*10-1

Если N – число молекул электролита до диссоциации, то число диссоциированных молекул N – Nα = N(1 – α); Если каждая молекула распадается на n ионов, то число всех частиц (молекул и ионов) равно N(1 – α) + nNα = N(1 – α + n α) i – изотонический коэффициент Вант-Гоффа показывает во сколько раз суммарная эффективная концентрация частиц, образовавшихся в процессе диссоциации, больше, чем молекул до диссоциации. для слабых электролитов для неэлектролитов

Сильные электролиты: (П.Дебай, Г. Хюккель 1923г.) Теория: в растворе присутствуют только ионы растворенного вещества; между ионами в растворе в зависимости от концентрации возникают весьма сильные взаимодействия; с увеличением концентрации возрастает нелинейность в изменении физико-химических свойств, вводится понятие активной концентрации a; статистическая модель позволяет оценить f - меру электростатического взаимодействия в растворе. - актуальна для концентраций <0,01 Моль/л для сильно разбавленных растворов: a = С; f →1; для концентрированных растворов: , где

Ионная сила раствора – величина, характеризующая меру интенсивности электрического поля (ионной атмосферы), обусловленную концентрацией растворенных заряженных частиц (ионов).

для слабых электролитов для сильных электролитов