double arrow
Присутствие растворенного вещества, наряду с по­нижением давления насыщенного пара над раствором, повышает температуру кипения и понижает температуру замерзания

Законы разбавленных растворов

При растворении в растворителе нелетучего вещества давление пара растворителя над раствором уменьшается, что вызывает повышение температуры кипе­ния раствора и понижение температуры его замерзания (по сравнению с чистым растворителем) и обусловлены числом растворенных частиц в определенном объеме данного раствори­теля и не зависят от природы растворенного вещества.

Согласно закону Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного нелетучего вещества:

(p0 – p) / p0 = χA

где χA = nA / (nA + nВ); χA – мольная доля растворенного вещества; nA – число молей растворенного вещества; nВ – число молей растворителя; p0 – давление пара чистого растворителя; р – давление насыщенного пара над раствором.

В соответствии с законом Рауля, и повышение температуры кипения, и понижения температуры замерзания растворов по сравнению с чистым растворителем (Δt), пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества:

Δt = КСm,

где К – коэффициент пропорциональности; Ст – моляльность раствора.

В общем виде зависимость понижения температуры замерзания ΔТам и повышения температуры кипения ΔТкип разбавленных растворов от концентрации растворенного вещества можно записать так:

ΔТзам = КзамС и ΔТкип = КкипС,

где Кзам и Ккип – коэффициенты пропорциональности, зависящие от природы растворителя; С – молярная концентрация растворенного вещества. Коэффициент пропорциональности (К) в случае повышения температуры кипения называется эбулиоскопическимЭ), а при понижении температуры замерзания – криоскопическимК).




Методы криоскопии и эбулиоскопии позволяют определить молярную массу недиссоциирующих при растворении веществ по понижению температуры замерзания и повышению температуры кипения растворов известной концентрации:

Δt = К∙Сm; M = K∙1000∙m/Δt∙m1

где т – масса вещества (г), М – молярная масса.

К общим свойствам растворов относится осмос – явление селективной диффузии частиц в растворе через полупроницаемую мембрану. Сила, обуславливающая осмос, отнесенная к поверхности полупроницаемой мембраны называется осмотическим давлением.

Вант-Гофф сформулировал закон осмотического давления: осмотическое давление равно тому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы оно в виде идеального газа занимало тот же объем, который занимает раствор при той же температуре.



Вант-Гофф показал, что осмотическое давление в растворе неэлектролита пропорционально молярной концентрации растворенного вещества:

р = CRT

Способы выражения концентрации (состава) растворов

Количественный состав раствора чаще всего выражается с по­мощью понятия «концентрации», т.е. содер­жание растворенного вещества в едини­це массы или объема. 1.

1. Массовая доля (ω) – это отношение массы растворенного веще­ства к общей массе раствора. Для бинарного раствора:

где ω(Х) – массовая доля растворенного вещества X (% или доли единицы); m(Х) – масса растворенного вещества X, г; m(S) – масса растворителя S, г; т – масса раствора, г.

2. Молярная концентрация илимолярность (СМ)показывает число молей растворенного вещества, содержащегося в 1 литре раствора:

СМ(Х) = ν(Х)/V = m / (M·V)

где СМ(Х) – молярная концентрация растворенного вещества X, моль/л; ν(Х) – количество растворенного вещества X, моль; V – объем раствора, л.

Размерность молярной концентрации (моль/л) иногда обозначается М, так: запись 2М NaOH означает, что речь идет о растворе гидроксида натрия с молярной концентрацией 2 моль/л.

Раствор, в 1 л которого содержится 1 моль растворенного вещества, называется одномолярным (обозначается 1 М); 0,1 моль растворенного вещества, называется децимолярным (обозначается 0,1 М); 0,01 моль растворенного вещества, называется сантимолярным (обозначается 0,01 М).

3. Мольная доля (N) растворенного вещества – безразмерная величи­на, равная отношению количества растворенного вещества к об­щему количеству веществ в растворе:

где N(X) – мольная доля растворенного вещества X (моль); ν(х) – коли­чество растворенного вещества X, моль; ν(S) – количество вещест­ва растворителя S, моль.

4. Моляльность или моляльная концентрация (Сm)отношение количества растворен­ного вещества (ν), приходящееся на 1000 г растворителя:

Сm = ν 1000 / m1 = m2 1000 / (М т1) (моль/кг),

где т1 – масса растворителя, т2 – масса растворенного вещества, М – молярная масса растворенного вещества.

5. Нормальность или нормальная (эквивалентная) концентрация (СН) отношение числа эквивалентов (Э) или эквивалентных масс (mЭ) растворенного вещества к объему раствора:

СН = m / (mЭ V) или СН =m / (М Э V) (моль/л; г∙экв/л),

где m – масса растворенного вещества, mЭ – эквивалентная масса растворенного вещества, V – объем раствора, Э – эквивалент, М – молярная масса растворенного вещества.

Раствор, в 1 л которого содержится 1 эквивалентная масса растворенного вещества, называется однонормальным (обозначается 1 н); 0,1 эквивалентная масса растворенного вещества, называется децинормальным (обозначается 0,1 н); 0,01 эквивалентная масса растворенного вещества, называется сантинормальным (обозначается 0,01 н).

Вещества реагируют в эквивалентных количествах. Объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям:

V1 CH1 = V2 CH2 или V1 / V2 = CH2 / CH1

(V1 Н1 = V2 Н2 или V1 / V2 = Н2 / Н1)

где V1 и CH1 (Н1) – объем и нормальность первого раствора, V2 и CH2 (Н2) – объем и нормальность второго раствора.

6. Титр (Т) масса вещества (m), содержащегося в 1 мл раство­ра (V):

Т = m / V (г/мл)

Концентрацию насыщенного раствора часто выражают через растворимость вещества.

Растворимость вещества s показывает максимальную массу вещества, которая может раствориться в 100 г растворителя:

s = (mв-ва / mр-ля) · 100

Растворимость числено равна концентрации (моль/л) того иона, содержание которого в данном веществе равно концентрации насыщенного раствора. Так, если концентрация OH в Mg(OH)2 равна 4,12∙10–4, следовательно, концентрация Mg2+ равна 2,6∙10–4.

Солевой эффект – повышение растворимости малорастворимых солей при добавлении к ним сильных электролитов.

Пересчет одного количественного выражения состава раствора в другое можно производить, пользуясь формулами связи этих физических величин. Так,

СМ = 10 ∙ ρ ω / М

СН = 10 ρ ω / mЭ

Т = СН Э / 1000

Сравнение формул для определения молярной и нормальной концентраций

СМ = ν /V = m / (M V)

СН = m / (М Э V)

показывает, что если эквивалент растворенного вещества Э = 1 моль, СМ = СН. Эквивалент, равный единице, имеют растворы одноосновных кислот (HCl, HNO3 и т.д.), однокислотных оснований (NaOH, KOH и т.д.), солей катион и анион которых однозарядные (KCl, NaNO3 и т.д.). Если же эквивалент растворенного вещества не равен 1 моль, то формула соотношения молярной и нормальной концентраций имеет вид: СМ = СН· Э.