Растворы

misterw666

Местный
Регистрация
12 Ноя 2016
Сообщения
87
Реакции
320
Раствор – гомогенная смесь, состоящая не менее чем из двух компонентов, а также продуктов их взаимодействия, состав которой может непрерывно меняться в пределах, ограниченных взаимной растворимостью веществ.

Могут существовать растворы твердых, жидких и газообразных веществ в жидких растворителях, а также однородные смеси (растворы) твердых, жидких и газообразных веществ.

Как правило, вещество, взятое в избытке и в том же агрегатном состоянии, что и сам раствор, принято считать растворителем, а компонент, взятый в недостатке — растворенным веществом.

Вещество называют растворителем, если при образовании раствора оно не меняет своего агрегатного состояния, остальные компоненты раствора считают растворенными веществами. В случае, когда все компоненты при образовании раствора остаются в том же агрегатном состоянии, растворителем является компонент, которого в системе больше.

В зависимости от агрегатного состояния растворителя различают газообразные, жидкие и твердые растворы.

Газообразными растворами являются воздух и другие смеси газов.

К жидким растворам относят гомогенные смеси газов, жидкостей и твердых тел с жидкостями.

Твердыми растворами являются многие сплавы, например, металлов друг с другом, стёкла. Наибольшее значение имеют жидкие смеси, в которых растворителем является жидкость. Наиболее распространенным растворителем из неорганических веществ, конечно же, является вода. Из органических веществ в качестве растворителей используют метанол, этанол, диэтиловый эфир, ацетон, бензол, четыреххлористый углерод и др.

В процессе растворения частицы (ионы или молекулы) растворяемого вещества под действием хаотически движущихся частиц растворителя переходят в раствор, образуя в результате беспорядочного движения частиц качественно новую однородную систему. Способность к образованию растворов выражена у разных веществ в различной степени. Одни вещества способны смешиваться друг с другом в любых количествах (вода и спирт), другие — в ограниченных (хлорид натрия и вода).

Сущность процесса образования раствора можно показать на примере растворения твердого вещества в жидкости. С точки зрения молекулярно-кинетической теории растворение протекает следующим образом: при внесении в растворитель какого-либо твердого вещества, например, поваренной соли, частицы ионов Na+ и Cl—, находящиеся на поверхности, в результате колебательного движения, увеличивающегося при соударении с частицами растворителя, могут отрываться и переходить в растворитель. Этот процесс распространяется на следующие слои частиц, которые обнажаются в кристалле после удаления поверхностного слоя. Так постепенно частицы, образующие кристалл (ионы или молекулы), переходят в раствор. На рис дана наглядная схема разрушения ионной кристаллической решетки NaСl при растворении в воде, состоящей из полярных молекул.

Частицы, перешедшие в раствор, вследствие диффузии распределяются по всему объему растворителя.

С другой стороны, по мере увеличения концентрации частицы (ионы, молекулы), находящиеся в непрерывном движении, при столкновении с твердой поверхностью еще не растворившегося вещества могут задерживаться на ней, т.е. растворение всегда сопровождается обратным явлением — кристаллизацией. Может наступить такой момент, когда одновременно выделяется из раствора столько же частиц (ионов, молекул), сколько их переходит в раствор — наступает равновесие.

Растворы отличаются от химических соединений тем, что их состав может изменяться непрерывно. Как и любая химически равновесная в данных условиях система, растворы должны обладать минимумом свободной энергии Гиббса. По своему агрегатному состоянию дисперсные системы могут быть: газообразными, жидкими, твердыми; по степени дисперсности – взвесями, коллоидными и истинными растворами. Взвеси – гетерогенные системы, нестабильные во времени. Частицы их очень малы и сохраняют все свойства фазы. Взвеси расслаиваются, причем диспергированная фаза или выпадает в виде осадка, или всплывает в зависимости от соотношения плотностей. Примеры: туман (жидкость распределена в газе), суспензия (твердое тело – жидкость), эмульсия (жидкость – жидкость, C2H5OH + H2O – этиловый спирт и вода).

В истинном растворе распределенное в среде вещество диспергировано до атомного или молекулярного уровня. Примеры многочисленны: газообразный раствор – воздух, состоящий из главного компонента азота – 78% N2; сплавы, представляющие собой твердые растворы, например, медные Cu – Zn, Cu – Cd, Cu – Ni и др.


Растворимостью называют, как способность вещества образовывать раствор с данным растворителем, так и количественную характеристику этой способности. Качественно растворимость характеризуется понятиями «хорошо растворимо», «мало растворимо», «нерастворимо».

Количественной мерой растворимости является масса вещества в граммах, которая способна раствориться в 100 г растворителя при данной температуре с образованием насыщенного раствора. Подробнее см п.Концентрация и способы ее выражения

Растворимость большинства (но не всех!) твердых веществ с увеличением температуры увеличивается, а растворимость газов, наоборот, уменьшается. Это связано прежде всего с тем, что молекулы газов при тепловом движении способны покидать раствор гораздо легче, чем молекулы твердых веществ.

Если измерять растворимость веществ при разных температурах, то обнаружится, что одни вещества заметно меняют свою растворимость в зависимости от температуры, другие – не очень сильно

Если полученные в опытах значения нанести на оси координат, то получаются так называемые кривые растворимости различных веществ. Эти кривые имеют практическое значение. По ним легко узнать, сколько вещества выпадет в осадок при охлаждении до 20 oС насыщенного раствора, приготовленного при 80 oС.

С помощью таких операций очищают вещества. Дело в том, что при охлаждении насыщенного раствора образуется пересыщенный раствор, из которого кристаллы начинают выпадать либо самопроизвольно, либо после добавления небольшой "затравки" - кристаллика чистого вещества, который служит центром дальнейшей кристаллизации. Однако основного вещества в растворе обычно намного больше, чем примесей и раствор оказывается пересыщенным только по основному веществу, но не по примесям. Поэтому при охлаждении в осадок выпадает только чистое вещество, а примеси (вместе с небольшой частью основного вещества) остаются в растворе.

Чистые кристаллы отфильтровывают от охлажденного, загрязненного примесями раствора. Этот способ очистки называется ПЕРЕКРИСТАЛЛИЗАЦИЕЙ.

Давление не оказывает заметного влияния на растворимость твердых веществ, потому что при растворении не происходит заметного изменения объема системы. Зато увеличение давления повышает растворимость газов. В этом можно убедиться, открыв бутылку с минеральной водой, в которой углекислый газ растворяют под давлением. Как только бутылку открывают, давление в ней падает и тут же уменьшается растворимость газа, который начинает выделяться из раствора в виде пузырьков.

Когда молекулы растворенного вещества связываются с молекулами растворителя, то получаются устойчивые комплексы, строго говоря, новые химические соединения - сольваты. Эти молекулярные агрегаты не имеют постоянного состава и поэтому не являются теми химическими соединениями, которые мы привыкли выражать формулами. В случае, если растворителем является вода, то такие комплексы называют – гидраты. Процесс связывания веществ с растворителем называют - сольватацией (а в случае с водой – гидратацией).

Поскольку образование водородных и других связей энергетически выгодно (для растворимых веществ), гидратация сопровождается выделением энергии. Часть этой энергии расходуется на разрушение кристаллической решетки, а её избыток может выделяться в виде тепла. Например, растворение твердого гидроксида натрия NaOH сопровождается сильным разогревом раствора.

Если на разрушение кристаллической решетки тратится больше энергии, чем образуется при получении гидратов, то раствор может охлаждаться. Например, если в стакан с водой поместить твердый нитрат аммония NH4NO3 и поставить стакан на влажный картон, то картон примерзает к стакану – настолько низко падает температура раствора.

Молекулы воды из гидратной оболочки иногда могут вступать в химическую реакцию с растворенным веществом, образуя уже настоящее химическое соединение с постоянным составом, которые можно выделить из раствора, осторожно упаривая воду. Эти соединения называются кристаллогидратами.

Приведенные факты говорят о том, что растворение не является чисто физическим явлением, хотя и можно вернуть растворенное вещество в неизменном виде путем выпаривания растворителя. Казалось бы – нет изменения вещества – нет и химических превращений. На самом деле при выпаривании растворов происходит разрушение гидратов (реакция разложения) и вновь образуется кристаллическое вещество. Таким образом, и растворение вещества и выпаривание раствора имеют признаки химических реакций.
 

misterw666

Местный
Регистрация
12 Ноя 2016
Сообщения
87
Реакции
320
Классификация растворов

По соотношению преобладания числа частиц, переходящих в раствор или удаляющихся из раствора, различают растворы насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные.

Насыщенным называют раствор, в котором данное вещество при данной температуре больше не растворяется, т.е. раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом.

Раствор, в котором еще можно растворить добавочное количество данного вещества, — ненасыщенным.

Насыщенный раствор содержит максимально возможное (для данных условий) количество растворенного вещества. Следовательно, насыщенным раствором является такой раствор, который находится в равновесии с избытком растворенного вещества. Концентрация насыщенного раствора (растворимость) для данного вещества при строго определенных условиях (температура, растворитель) — величина постоянная.

Раствор, содержащий растворенного вещества больше, чем его должно быть в данных условиях в насыщенном растворе, называется пересыщенным.

Пересыщенные растворы представляют собой неустойчивые, неравновесные системы, в которых наблюдается самопроизвольный переход в равновесное состояние. При этом выделяется избыток растворенного вещества, и раствор становится насыщенным.

Насыщенный и ненасыщенный растворы нельзя путать с разбавленным и концентрированным.

По относительным количествам растворенного вещества и растворителя растворы подразделяют на разбавленные и концентрированные.

Разбавленные растворы — растворы с небольшим содержанием растворенного вещества;

Концентрированные растворы — растворы с большим содержанием растворенного вещества.

Необходимо подчеркнуть, что понятие разбавленный и концентрированный растворы являются относительными, выражающими только соотношение количеств растворенного вещества и растворителя.

Сравнивая растворимость различных веществ, мы видим, что насыщенные растворы малорастворимых веществ являются разбавленными, а хорошо растворимых веществ — хотя и ненасыщенные, но довольно концентрированными.

В зависимости от того, электронейтральными или заряженными частицами являются компоненты раствора, их подразделяют на молекулярные (растворы неэлектролитов) и ионные (растворы электролитов). Одна из характерных особенностей растворов электролитов заключается в том, что они проводят электрический ток.

Концентрация и способы ее выражения

Концентрация – количество растворенного вещества, содержащееся в определенном количестве раствора или растворителя. При определении концентрации растворов используются различные методы аналитической химии: весовые, объемные, а также методы, основанные на измерении плотности, показателя преломления и других физико-химических свойств.
 
  • Like
Реакции: Alex

misterw666

Местный
Регистрация
12 Ноя 2016
Сообщения
87
Реакции
320
Виды концентрации

Массовая доля растворенного вещества в растворе ω, % – отношение массы вещества к массе раствора:

f1.png


Пример: пусть m(CaCl2) = 10 г, тогда ω(CaCl2) = (10/100) ґ 100% = 10%.

Молярность раствора – число молей растворенного вещества в одном литре раствора.

Пример: 1 моль H2SO4 – 98 г, до одного литра надо добавить воду.

Моляльность – число молей растворенного вещества на 1000 г растворителя. Пример:

H2SO4 – 98 г/моль+1000 г H2O.

Мольная доля растворенного вещества в растворе, N

f2.png


где n1 – растворенное вещество (моль);

n2 – растворитель (моль).

Пример: имеем 20% NaOH (едкий натр).

f3.png


Титр – число растворенного вещества в одном миллилитре раствора. Существует титриметрический анализ – метод количественного анализа, при котором содержание определяемого вещества Х рассчитывают на основании измерения количества реактива, затраченного на взаимодействие с Х, выполнение реакции в титриметрическом анализе является конечной стадией анализа. Пример: объем кислоты оттитруем щелочью каплями до исчезновения окраски – полная нейтрализация. При титровании

f4.png


где Н – нормальность – число моль-эквивалентов растворенного вещества в одном литре раствора.

Растворимость твердых веществ

Основной характеристикой растворов является их растворимость – масса вещества, способная раствориться в ста граммах растворителя при данной температуре; этот процесс сопровождается тепловым эффектом.

Количественно растворимость твердого тела, газа, жидкости в жидком растворителе определяется концентрацией насыщенного раствора при данной температуре, т. е. сколько вещества по массе (объему) в данном растворителе. Пример: m(NaCl) – 58,5 г на 100 г H2O при данной температуре.

Качественная характеристика состоит в способности растворяться или не растворяться, например, сера в воде не растворяется, йод в воде практически нерастворим.

Тепловой эффект растворения – количество тепла одного моля вещества.

вещество + растворитель - насыщенный раствор + Q.

Растворение обычно сопровождается заметным тепловым эффектом (эндо- или экзотермическим), изменением объема (общий объем раствора не равен сумме объемов компонентов) иногда изменением окраски и т.п.

Так растворение твердых веществ в жидкостях можно рассматривать как фазовый переход из твердого в жидкое состояние, то есть аналогичен процессу плавления - процесс эндотермический (∆Н > О, ∆S > 0).

Процесс растворения состоит из двух стадий:

1. Растворимость в воде твердых веществ (разрушение кристаллов – эндотермическая реакция, т. е. тепло поглощается –q1).

2. Отдельные частицы взаимодействуют с водой, этот процесс носит название – гидратация, при ней тепло выделяется +q2

Qрастворения = –q1 + q2.

Если –q1 > q2, то суммарный эффект отрицателен (–Q), если наоборот, то положителен (+Q).

Процесс растворения твердого вещества связан с разрушением его кристаллической решетки, т.е. с разрывом межмолекулярных (молекулярная решетка) или межионных (ионная решетка солей) связей, что требует затраты определенного количества энергии. Источником энергии, необходимой для разрушения кристаллической решетки, является процесс образования новых связей между ионами (или молекулами) растворенного вещества и молекулами растворителя, (сольватация или гидратаця, если растворитель − вода). Процесс сольватации всегда сопровождается выделением энергии.

В результате процесса сольватации в растворе появляются сольватированные, т.е. вступившие во взаимодействие с растворителем молекулы или ионы растворенного вещества. Эти новые молекулярные или молекулярно-ионные образования постоянного или переменного состава, часто называемые сольватами или гидратами (не смешивать с твердыми кристаллосольватами или кристалллогидратами постоянного состава).

Суммарное изменение энергии в процессе растворения твердого вещества (энтальпию растворения ΔH) можно представить в виде уравнения Фаянса - алгебраической суммы изменений энтальпии:

ΔH = ΔHк + ΔHс,

где ΔHк − изменение энтальпии при разрушении кристаллической решетки растворяемого вещества;

ΔHс − изменение энтальпии при сольватации соответствующих частиц.

Если ΔHк > ΔHс , то растворение будет происходить эндотермически (с поглощением энергии, тепло поглащается), т. е. с ΔH > 0.

Когда ΔHк < ΔHс , растворение будет экзотермическим (с выделением энергии, тепло выделяется), ΔH < 0.

Большинство солей растворяется в воде с поглощением энергии. Для них характерна восходящая кривая растворимости. Экзотермическое растворение наблюдается для ряда безводных солей, для гидроксидов щелочных металлов и сильных кислот (энтальпия гидратации протонов и гидроксид-ионов особенно велика). В этом случае растворимость с ростом температуры падает, кривая растворимости нисходящая.

Из определения изменения энергии Гиббса при растворении:

ΔG = ΔHТ ΔS ; ΔG < 0 (при p, T = const)

следует, что при ΔH > 0 для растворения необходимо, чтобы значение ΔS было положительно и достаточно велико.

С термодинамической точки зрения растворение всегда сопровождается убылью энергии Гиббса. При этом независимо от знака изменения энтальпии при растворении всегда ∆G < 0, так как переход вещества в раствор сопровождается значительным возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочению.

Увеличение энтропии в процессе растворения кристаллических веществ вызвано переходом частиц растворяемого вещества из упорядоченного состояния в кристаллах в хаотическое, т. е. менее упорядоченное состояние в образовавшемся растворе. Для этого процесса всегда характерен рост энтропии.

Экзотермическое растворение твердых веществ обычно также сопровождается ростом энтропии, хотя в этом случае величина ΔS имеет и отрицательную составляющую, обусловленную образованием упорядоченных структурных единиц (например, катионных аквакомплексов) при взаимодействии частиц растворенного вещества с молекулами растворителя уменьшается, так как неупорядоченность движения молекул газа после растворения в жидкости снижается.

Рассмотрим растворимость некоторых веществ.


Пример1, NH4NO3 – нитрат аммония, растворимость падает до нуля, эндотермический эффект реакции.

Рассмотрим стадии подробно:

На первой стадии – эффект разрушения кристаллической решетки, эндотермический.

На второй – равномерное распределение по объему с водой, гидратация – экзотермический.

q1 > q2 > – Q – тепло поглощается, ∆H > 0.

Пример2, NaOH – едкий натр, экзотермический эффект реакции,

q1 < q2 > +Q – тепло выделяется.

Значит, растворимость определяется природой соли вещества и растворителя.

Так как большинство твердых веществ при растворении в воде поглощают энергию, то в соответствии с принципом Ле-Шателье, растворимость многих твердых веществ увеличивается с повышением температуры.
 
Последнее редактирование:

misterw666

Местный
Регистрация
12 Ноя 2016
Сообщения
87
Реакции
320
Растворимость газов в жидкостях

При растворении газов в жидкостях не нужно затрачивать энергию на разрушение межмолекулярных связей, этих связей в газах практически нет (в приближении идеального газа − нет совсем). В уравнении для энтальпии растворения остается только величина ΔHс. Сольватация или гидратация молекул газа всегда связана с выделением энергии, ΔHс > 0. Поэтому растворение газов в жидкостях является экзотермическим процессом, для которого характерно уменьшение растворимости с увеличением температуры.

Она зависит от давления и температуры. Растворимость газов неодинакова из-за различной химической природы.

Пример:

N2, H2 – мало растворимы в воде, растворимость NH3, HCl очень велика, в одном объеме H2O растворяется 700 объемов аммиака NH3.

Газ + H2O > 3,5 объема О2 в одном объеме Н2О экзотермический процесс. С повышением температуры растворимость некоторых газов уменьшается. При постоянной температуре и невысоком давлении растворимость газов, не вступающих в химическое взаимодействие с растворителем, подчиняется закону Генри – Дальтона, который состоит из нескольких частей.

1 часть: масса газа, растворяющаяся в данном объеме жидкости, пропорциональна давлению, которое газ производит на жидкость.

Например, CO2 под давлением загоняем в бутылку.

2 часть: объем газа не зависит от давления.

3 часть: если смесь газов растворять, то растворимость каждой составной части пропорциональна своему парциальному давлению.

Газы, реагирующие с водой, не подчиняются закону Генри – Дальтона.

При растворении в жидкостях газов и жидкостей (процесс аналогичен процессу конденсации) происходит выделение теплоты (∆Н < О, ∆S < 0).

Другой характеристикой растворов является диэлектрическая проницаемость – во сколько раз сила взаимодействия между двумя зарядами меньше, чем в вакууме.

Если растворить в ста миллилитрах водопроводной воды 10 г едкого натра NaOH, то температура резко повышается до 60 oС (температура воды из водопроводного крана +20 oС).

Если растворить 40 г нитрата аммония NH4NO3 в 100 мл этой же воды, то температура резко понижается от +20 oС до –7 oС.

Если растворить хлорид натрия NaCl в 100 мл водопроводной воды, то температура не изменяется.

Растворы неэлектролитов. Закон Рауля и его следствия

Рассмотрим модель идеального раствора. Раствор называется идеальным, если в нем отсутствует взаимодействие между частицами (молекулами, атомами, ионами). Растворы неэлектролитов – частицы, плохо растворимые в воде, так как нет носителя электрического заряда. Закон Рауля справедлив только для разбавленных растворов неэлектролитов.

Пусть PBO – давление пара над чистым растворителем, при постоянной температуре T1; PB– давление пара растворителя при этой же температуре, но над раствором, состоящим из нелетучего компонента А (сахар), и чистым жидким растворителем В:

PB = f (T).

Разность PBO PB равна понижению давления пара.

Величина (PBO – PB) /PBO – относительное понижение упругости пара = XA = ?P/PBO, где XA – мольная доля, PBO > PB, ?P = PBO – PB – абсолютное понижение упругости пара.

Закон Рауля. Относительное понижение упругости пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного нелетучего компонента.

f5.png


барометрическая формула Больцмана.

Следствия из закона Рауля:

1. Растворение нелетучего компонента в растворителе приводит к расширению температурной области существования жидкой фазы.

2. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения прямо пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества.

3. Растворы, содержащие одинаковое число молей растворенных веществ в одинаковых молях растворителя, обнаруживают одно и то же понижение температуры замерзания и одно и то же повышение температуры кипения.

Δtкип=Э x Смоляльн,

где Э – эбуллиоскопическая константа, +0,52.

Δtзам=К x Смоляльн,

где К – криоскопическая константа, равная –1,86.

Эбуллиоскопическая константа – разница между температурой кипения раствора и температурой чистого растворителя.

Криоскопическая константа – разница между температурой замерзания раствора и температурой чистого растворителя.

Для решения задач об этих константах необходимо знать массу растворенного вещества и массу раствора. Например, масса хлороформа (трихлорметан CHCl3) рассчитывается по формуле:

f6.png


где m1 – масса растворенного вещества;

m2 – масса растворителя;

Δt – величина, показывающая на сколько градусов понизилась температура;

К – криоскопическая константа.
 

Alex

Местный
Регистрация
9 Ноя 2016
Сообщения
284
Реакции
491
Большой респект. Просто, понятно и по делу. Вот что значит, профи за дело взялся ))
 

Jamshid

Местный
Регистрация
10 Сен 2019
Сообщения
232
Реакции
37
Большой респект. Просто, понятно и по делу. Вот что значит, профи за дело взялся ))
думаю каждый может таким стать, главное уделить определенное количества время.
 

CAGEGG

Местный
Регистрация
12 Сен 2019
Сообщения
51
Реакции
14
Очень полезная информация для реферата, спасибо большое!
 

baska_21

Пробы не давать
Наказан
Регистрация
27 Мар 2020
Сообщения
547
Реакции
318
да ты что)
 
Сверху