Способы выражения концентрации растворов. Системы «растворитель-растворенное вещество»

Системы «растворитель-растворенное вещество»

гомогенные микрогетерогенные гетерогенные

10^-10 10^-9 10^-8 10^-7 ,м(размер)

истинные коллоидные суспензии, эмульсии

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 - D G_{растворения} < 0 Þ самопроизвольный, обратимый процесс.

растворение

А_(к) А_(р-р)

кристаллизация

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

Ненасыщенный раствор - самопроизвольное растворение вещества еще возможно:

D G_{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) ; D Н_ион > 0; D S_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)

D Н_сольв < 0; D S_сольв < 0

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

D Н_дифф > 0, D S_дифф > 0 – (величины существенно меньше 1 и 2 ст.)

D Н _Р = D Н _ион + D Н _сольв + D Н _дифф;

D S _Р = D S _ион + D S _сольв + D S _дифф;

D Н⁰_{298 NaCl} = 335кДж Þ D Н_ион - доминирует

D S⁰_{298 NaCl} = 142 кДж/К Þ большое значение - хорошая растворимость

D G⁰_{298раств}= -8,8 кДж/моль NaCl Þ

т.к. D Н р > 0 Þ с Т Þ раст-ть увеличивается.

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

D Н⁰_{298 LiF} > 0 - D Н_ион - доминирует

D S⁰_{298 LiF} = -33 кДж/К Þ DG⁰_{298раств} > 0 Þ

LiF -малорастворимая соль

· eсли в H₂O растворяются г или ж Þ

D Н _ион < D Н _сольв Þ D Н р < 0.

· Если растворяются к Þ

D Н _ион > D Н _сольв Þ D Н р > 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.

К_Д - не зависит от концентрации раствора

К ²⁵_д - таблица

К_Д < 10^-10 –очень слабые электролиты

К_Д = (10^-5 – 10^-9) – слабые электролиты

К_Д = (10^-2-10^-4) – средней силы электролиты

К_Д > 10^-1 – сильные электролиты

Диссоциация муравьиной кислоты:

НСООН Û НСОО^- + Н⁺.

с_о - исходная концентрация кислоты

a - степень диссоциации,

	НСООН	НСОО-	Н+
Сисход	со
DС	aсо	aсо	aсо
Сравн	со - aсо	aсо	aсо