Физико-химические свойства растворов неэлектролитов

Растворы. Физико-химические свойства растворов

План лекции

1. Понятие раствора. Классификация растворов

2. Способы выражения концентрации растворов

3. Растворы неэлектролитов. Физико-химические свойства растворов неэлектролитов.

4. Растворы электролитов. Физико-химические свойства растворов электролитов. Закон Оствальда.

5. Среды водных растворов электролитов. Гидролиз солей.

6. Буферные растворы.

Раствор – термодинамически устойчивая гомогенная система переменного состава, образованная из двух и более компонентов. В общем случае растворы состоят из растворителя, растворенных веществ и продуктов их взаимодействия. Раствор – менее упорядоченная система, чем растворитель и растворенное вещество по отдельности. По этой причине растворение сопровождается значительным увеличением энтропии. В соответствии с условием

∆ G = ∆ H – T ∆ S,

при ∆ S > 0, энергия Гиббса ∆ G < 0, следовательно, процесс растворения является самопроизвольным.

Как правило, компонент, находящийся в большем количестве, называется растворителем, а в меньшем – растворенным веществом.

Размеры частиц в истинных растворах – менее 10^–9 м (порядка размеров молекул). Истинные растворы делятся на идеальные разбавленные, идеальные концентрированные и неидеальные (реальные) растворы.

К идеальным разбавленным растворам относят растворы, в которых мольная доля растворителя близка к единице, а мольная доля растворенного вещества приближается к нулю. В таком растворе каждая молекула окружена большим количеством молекул растворителя и взаимодействует только с ними.

К идеальным концентрированным относят растворы веществ, близких по химическим и физическим свойствам. Между молекулами компонентов не происходит каких-либо взаимодействий химического характера.

Реальными называют растворы, которые не подчиняются законам идеальных растворов. Обычно они составлены из компонентов с различными свойствами, строением молекул и силами взаимодействия между молекулами компонентов.

В зависимости от агрегатного состояния различают следующие типы растворов (Г – газ, Ж – жидкость, Т – твердое вещество):

Г – Г (например, воздух)	Ж – Ж (раствор глицерина в воде)
Г – Ж (раствор кислорода в воде)	Т – Ж (раствор канифоли в спирте)
Г – Т (раствор водорода в палладии)	Т – Т (металлические и солевые сплавы)

Концентрация растворов. Способы выражения концентрации растворов. Концентрация растворов определяется количеством растворенного вещества в определенном количестве раствора или растворителя. В зависимости от способа измерения этих количеств (масса, объем, число молей) концентрация может быть выражена различными способами (см. табл).

Название	Обозначение	Определения, способ расчета	Размер-сть
Массовая доля	w		Безразм. величина
Процентная концентрация	w, %	Массовая доля, выраженная в процентах – число граммов растворенного вещества в 100 г раствора	%
Мольная доля (n – число молей вещества)	Х	Отношение числа молей соответствующего вещества к общему количеству молей всех веществ в растворе	Безразм. величина
Молярная концентрации (молярность)	С м	число молей растворенного вещества в 1 л раствора	моль/л
Нормальная концентрация-нормаль-сть	С н	число гр.-экв.-в растворенного вещества в 1 л раствора	г-экв./л
Моляльная концентрация- моляльность	С m	число молей растворенного вещества в 1 кг растворителя	моль/кг

Равновесный раствор, в котором при ограниченной растворимости компонентов и заданных внешних условиях концентрация одного из компонентов максимальна, называется насыщенным, а его концентрация называется растворимостью компонента. При концентрациях растворенного вещества, меньших его растворимости, раствор называется ненасыщенным. Раствор, переохлажденный таким образом, что концентрация растворенного вещества превышает его растворимость, называется пересыщенным. Пересыщенные растворы метастабильны, при внесении затравки или перемешивании возможно самопроизвольное выделение избытка пересыщающего компонента, что ведет к образованию новой жидкой или твердой фазы.

По наличию или отсутствию электролитической диссоциации молекул растворенных веществ различают два основных класса растворов: растворы электролитов и растворы неэлектролитов. В особый класс выделяют также растворы высокомолекулярных соединений, свойства которых существенно отличаются от свойств растворов низкомолекулярных веществ из-за больших различий в размерах молекул растворенного вещества и растворителя. Классификация растворов может быть основана также и на других признаках. Так, в зависимости от концентрации растворенного вещества различают растворы концентрированные и разбавленные; в зависимости от природы растворителя выделяют водные и неводные растворы; в зависимости от концентрации ионов Н⁺ и ОН^– – кислые, нейтральные и щелочные (основные).

Физико-химические свойства растворов неэлектролитов

Понятие электролита и неэлектролита. Водные растворы солей, кислот и оснований обладают способностью проводить электрический ток. Эта способность обусловлена диссоциацией веществ на ионы, которые и служат переносчиками электрического тока. В соответствии с их электропроводностью все соединения разделяют на электролиты – вещества, проводящие электрический ток, и неэлектролиты – вещества, не обладающие такой способностью.

Разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом свойств (коллигативные свойства), количественное выражение которых зависит только от числа находящихся в растворе частиц растворителя и растворенного вещества. Рассмотрим эти свойства.

Понижение давления пара растворителя над раствором. Закон Рауля: Относительное понижение давления пара растворителя над раствором равно отношению количества растворенного вещества к общему количеству растворителя и растворенного вещества, т.е. равно мольной доле растворенного вещества:

Р ₁ = Х ₁ P ₀ (4.1)

∆ P = P ₀ – P ₁ = Х ₂ P ₀ = P ₀ , (4.2)

где Р ₁ – парциальное давление насыщенного пара растворителя над раствором; P ₀ – давление насыщенного пара над чистым растворителем; Х ₁ – мольная доля растворителя; Х ₂ – мольная доля растворенного вещества; n ₁ – количество растворителя, моль; n ₂ – количество растворенного вещества, моль.

Понижение температуры кристаллизации (замерзания) растворов. Жидкость замерзает при той температуре, при которой давление насыщенного пара над ней такое же, как над кристаллами этого вещества. Так как давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда меньше, чем над чистым растворителем, то разбавленный раствор будет замерзать при более низкой температуре, чем растворитель. Для таких растворов Рауль нашел, что понижение температуры кристаллизации раствора пропорционально его моляльной концентрации:

∆ Т _з = K ∙ C _m (4.3)

где ∆ Т _з – понижение температуры кристаллизации (замерзания) раствора, равное разности температур кристаллизации растворителя (Т ₀) и раствора (Т) ∆ Т _з = Т ₀ – Т; С _m – моляльность раствора, моль/кг; К – криоскопическая константа, называемая молярным понижением точки замерзания растворителя, К∙кг/моль. Она численно равна понижению температуры кристаллизации раствора, содержащего 1 моль растворенного вещества на 1 кг растворителя. Величина К зависит от природы растворителя и не зависит от природы растворенного вещества.

Так как массы навесок (растворенного вещества - m ₂ и растворителя - m ₁) чаще выражают в граммах, то

, (4.4)

где М ₂ – молярная масса растворенного вещества.

Тогда в полном виде понижение температуры кристаллизации будет выражено уравнением:

(4.5)

Применяя опытные данные определения температуры понижения кристаллизации раствора, эту формулу можно использовать для вычисления относительной молекулярной массы растворенного вещества (метод криоскопии).

Повышение температуры кипения растворов. Жидкость закипает при температуре, при которой давление насыщенного пара жидкости становится равным атмосферному давлению. Так как давление насыщенного пара растворов нелетучих или малолетучих веществ меньше давления насыщенного пара растворителя, то эти растворы кипят при более высокой температуре. Для разбавленных растворов таких веществ Рауль установил, что повышение температуры кипения раствора пропорционально его моляльности:

∆ Т _к = Е ∙ C _m (4.6)

, (4.7)

где ∆ Т_к – повышение температуры кипения раствора, равное разности температур кипения раствора (Т) и растворителя (Т ₀): ∆ Т_к = Т – Т ₀; С_m – моляльность раствора, моль/кг; М ₂ – молярная масса растворенного вещества; Е – эбуллиоскопическая константа, называемая молярным повышением точки кипения растворителя, К∙кг/моль. Она численно равна повышению температуры кипения раствора, содержащего 1 моль растворенного вещества на 1 кг растворителя. Величина Е зависит от природы растворителя и не зависит от природы растворенного вещества.

Осмотическое давление. Явление перехода растворителя через полупроницаемую мембрану из разбавленного раствора в более концентрированный называется осмосом. Осмотическим давлением называется то наименьшее давление, которое, помимо давления самого растворителя, необходимо приложить к раствору, чтобы предотвратить перемещение растворителя через мембрану, разделяющую раствор и растворитель, причем мембрана непроницаема для молекул растворенного вещества

Вант-Гофф установил, что осмотическое давление разбавленных растворов подчиняется законам, аналогичным законам идеальных газов. Осмотическое давление разбавленного раствора численно равно тому давлению, которое производило бы данное количество растворенного вещества, если бы оно находилось в газообразном состоянии при заданной температуре и занимало бы объем раствора (закон Вант-Гоффа).

Р _осм = С _м RT, (4.8)

где Р _осм – осмотическое давление, Па; С _м – молярная концентрация раствора, моль/л; R – молярная газовая постоянная: R = 8,314 Дж/ (моль∙К); Т – абсолютная температура, К.

Дата добавления: 2015-07-11