Растворы. Классификация растворов. Термодинамика процесса растворения. Понятие идеального раствора.

Растворы – это гомогенные (однофазные) системы переменного состава, состоящие из двух или более веществ (компонентов), состав некоторых можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности. При образовании р-ров наблюдается изменение объема системы. Раствору присуще св-ва смесей и хим.соединений. Процесс растворения – сложный физико-химич-й процесс.

По размеру дисперсных частиц р-ры делят: Истинные(гомогенные), Коллоидные(ультрамикрогетерогенные 10^-9), Микрогетерогенные 10^-7, Грубодисперсные 10^-4.

Истинные растворы – термодинамически устойчивые системы, неограниченно стабильные во времени.

Важнейшие биологические жидкости – кровь, лимфа, моча, слюна, пот являются растворами солей, белков, углеводов, липидов в воде.

Растворы веществ с молярной массой меньше 5000 г/моль называются растворами низкомолекулярных соединений (НМС), а растворы веществ с молярной массой больше 5000 г/моль – растворами высокомолекулярных соединений (ВМС).

По наличию или отсутствию электролитической диссоциации растворы НМС подразделяют на два класса – растворы электролитов и неэлектролитов.

Растворы электролитов – растворы диссоциирующих на ионы солей, кислот, оснований, амфолитов. Например, растворы KNО₃, HCl, КОН, Аl(ОН)₃, глицина.

Растворы неэлектролитов – растворы веществ, практически не диссоциирующих в воде. Например, растворы сахарозы, глюкозы, мочевины. Электрическая проводимость растворов неэлектролитов мало отличается от растворителя.

Растворы НМС (электролитов и неэлектролитов) называются истинными в отличие от коллоидных растворов. Истинные растворы характеризуются гомогенностью состава и отсутствием поверхности раздела между растворенным веществом и растворителем. Размер растворенных частиц (ионов и молекул) меньше 10^-9м.

1. По характеру растворителя:

1) водные;

2) неводные: растворы в органических растворителях (спирты, эфиры, ацетон, бензол).

2. По точности выражения концентрации: приблизительные, точные и эмпирические.

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

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

Разбавленные растворы - растворы с небольшим содержанием растворен­ного вещества; концентрированные растворы - с большим содержанием растворенного вещества.

5. По агрегатному состоянию растворителя: растворение твёрдых веществ, жидкостей и газов.

Газообразными растворами являются воздух и другие смеси газов.

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

Твёрдыми 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 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).

Растворение веществ сопровождается тепловым эффектом: выделе­нием или поглощением теплоты - в зависимости от природы вещества. В результате химического взаимодействия растворенного вещества с растворителем образуются соединения, которые называют сольватами (или гидратами, если растворителем является вода). Образование таких соединений роднит растворы с химическими соединениями.

Однако наряду с процессом растворения происходит обратный процесс — кристаллизация. При постоянном увеличении концентрации раствора по мере растворения вещества в определенный момент скорость растворения становится равной скорости кристаллизации, т.е. устанавливается состояние динамического равновесия, при котором в единицу времени растворяется столько же молекул, сколько и выделяется обратно из раствора. При этих условиях концентрация раствора перестает увеличиваться, т.е. раствор становится насыщенным.

Процесс растворения: Разрушить кристалл, распределить частицы в объеме растворителя, Процесс сольватации. Сольваты – хим.соед-я, образующиеся в процессе образ-я р-ра, в рез-те взаим-я частиц растворяемого в-ва и растворителя. Если растворитель вода, то – гидратация. Вещ-ва, в кристаллы кот входит кристаллизационная вода,получил название кристаллогидратов, а содерж. В них вода – кристаллизационная вода. Идеа́льными раство́рами называются р-ры, в процессе образования которых отсутствуют тепловые объемные эффекты. При образовании жидкого идеального р-ра предполагают,что оба компонента находятся в одном и том же агрегатном сост-ии. Идеальные р-ры образ. при смешении компонентов близких по природе и размерам частиц, для которых выполняется ключевое условие Е_А\А = Е_В\В=Е_А\В¹0,Теплота смешения DН=0; DVсмешения=0, след.V р-ра = S V1+V_А+V_В+…

32. Способы выражения состава растворов: массовая и мольная доли; молярная, моляльная и нормальная концентрации. Связь между молярной концентрацией и массовой долей, между моляльной и молярной концентрацией.

Массовая доля (доли,%) – отношение (обычно процентное) массы растворенного вещества к массе раствора. .

Мольная доля – отношение химического количества растворенного вещества (или растворителя) к сумме химических количеств всех веществ, составляющих раствор. В случае раствора одного вещества в другом мольная доля растворенного вещества (N2) равна: ,

Молярная(моль\л) концентрация (молярность) – отношение химического количества растворенного вещества к объему раствора.

Моляльность(моль\кг растворителя) (моляльная концентрация) – отношение химического количества растворенного вещества к массе растворителя.

Нормальность(моль-экв.\л) ( нормальная или эквивалентная концентрация ) – отношение числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора.

Связь между молярной концентрацией и массовой долей:

33.Понятие эквивалент, фактор эквивалентности, эквивалентное число, эквивалентная масса, закон эквивалентов. Правила определения фактора эквивалентности для кислот, оснований, оксидов, солей, для химических элементов. Расчет фактора эквивалентности для окислителя и восстановителя в ОВР.

1) Кислота: а) f= ;HClf=1; H₃PO₄f=1/3б) С учетом хм.реакции f= ;H2SO4+NaOH=NaHSO4+H2O; Z=2; f=1/2

2) Основание: а) f= ;NaOHf = 1;Cu(OH)₂ – f=1/2; б) f=

3) Оксиды: а) f= ;Na2Sf=1/1*2=1/2

4) Соли: а) f= ; б) Na₂CO₃+HCl=NaHCO₃+NaCl 1частица-1 ат. Н→Z=1,f=1; CuCl₂+2NaОН=Cu(OH)₂+2NaCl, 1частица – 2ОН группы →Z=2; f=1/2

5)Хим. элементы: f=

6) ОВР: f=

Б) Фактор эквивалентности(f) показывает, какая часть частицы эквивалентна одному атому водорода (иону водорода, ē). f=

Эквивалентное число(Z) – это число, показывающее, какому числу ионов водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или какому числу ē в ОВР, или какому числу атомов водорода эквивалентна данная частица.

Эквивалентная масса(Э) – это масса одного моль-эквивалента вещества.(г/моль-эквивалента),(г/моль).

Эквивалент не может быть больше молекулярной массы.

Основные формулы:

m=Z*ню; Э= =f*M; Э≤M;

m=nЭ=ню*M; V=n*V_э=ню*V_m;

Vэ= =f*V_m; Vэ≤V_m

Cн= =f*C_m; C_н≥С_m

C_n(A)*V(A)=C_n(B)*V(B)

Пример:

Реальная частица	Эквивалентное число(Z)	Фактор эквивалентности	Частица
H2SO4			[ H2SO4]
O2			[
(O2)	(4)
NH3			[ NH3]
X	Z		[

В)Закон эквивалентов: Эквивалентом называется реальная или условная частица вещ-ва, которая может замещать, присоединять, содержать, обменивать, высвобождать или быть каким-либо образом эквивалентна: одному атому водорода (Н); Одному иону водорода (Н⁺) в кислотно-основных или ионообменных реакциях; Одному ē в ОВР.

n(число эквив)

N₂+3H₂=2NH₃ 2H₂+O₂=2H₂O

V0 1≠3≠2 2≠1≠2

Z 2*3 1*2 1*3 2*1 2*2 1*2

n 1*6=3*2=2*3 2*2=1*4=2*2

aA+bB=cC+dD, n(A)=n(D); С_n(A)*V(A)=C_b(B)*V(B)

n(A)=n(B)=n(C)=n(D) Массы реагирующих веществ относятся м/у собой, как эквивалентные массы.

В окислительно-восстановительной реакции химический эквивалент определяется как реальная или условная частица вещества, которая эквивалентна одному электрону.

В окислительно-восстановительных реакциях z окислителя (восстановителя) равно числу электронов которое принимает (отдает) одна формульная единица окислителя (восстановителя).
Пример.

10KCl + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 5Cl₂ + 8H₂O

MnO₄^- + 5e^- → Mn²⁺; z(MnO₄^-) = z(Mn²⁺) = 5
2Cl^- - 2e^- → Cl₂; z(Cl^-) = 1, z(Cl₂) = 2

Как видно, фактор эквивалентности вещества обозначает долю формульной единицы вещества (или его количества), которая принимает участие в единичном акте химической реакции - т.е. в единичной перегруппировке атома или (и) электрона. Например для MnO₄^- 1/5 является той частью этой частицы, которая принимает 1 электрон, а вот для Cl^- - фактор эквивалентности 1/1 = 1 т.е. сам ион хлора принимает участие в реакции перегруппировки одного электрона - он отдает электрон. В первом случае, говоря о доли, части группы MnO₄^-, имеется в виду условная ее часть, т.к. MnO₄^- нельзя разделять на части практически, ибо в таком случае эта группа уже не будет обладать своими химическим исвойствами. Cl^- - напротив, представляет собой реальную частицу, ион.

Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Количественные характеристики процесса электролитической диссоциации (степень диссоциации, константа диссоциации). Зависимость процесса диссоциации от температуры.

Электроли́т—ве-во, которое пров электрич ток вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах и расплавах, или движения ионов в кри-ких решётках тв. электролитов. дной из характеристик процессов явл. степень диссоциации

a(степень дис-ии) = число частиц диссоциир-х / исходное число чстиц = С\С₀

Электролитич диссоциация – процесс распада в-в на ионы в р-рах или расплавах. Причина диссоциации – взаимодействие с полярными молекулами р-ля. a зависит от прир.в-ва,Т,С

По величине a электролиты делятся на:

a®1(a> 0.3 (>30%)) – сильные

a®0(a< 0.03 (<3%)) – слабые

К сильным электролитам относятся: 1).большинство солей (не зависимо от из растворимости), 2).гидроксиды щелочных (I группа главная подгруппа) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba), 3).кислоты(HCL, HBr, HJ, H2SO4, HNO3, HMnO4, HCLO4).

К слабым электролитам относятся: 1).большинство оснований (NH4OH и все мало растворимые основания), 2).слабые кислоты (H2S, H2CO3, HCN, HCH3COO, H2SO3), 3).H2O.

Степень диссоциации зависит от прир. ве-ва,С и Т

Константа равновесия не зависит от С,зависит от Т и природы ве-ва

Электролиты делят на ионофоры и ионогены.

Ионофоры- в-ва с ионной кристаллич решеткой. Ионы образ в рез-те разрушения кристаллич решетки.

Ионогены – в-ва с полярной ковалентной связью. Представляют собой нейтральные частицы. Ионы образ в рез-те ращруш-я ковал. полярной связи.

 

Константа дис-ии: HF«H⁺+ F^-

Кр= Кд= [H⁺]*[F^-] \ [HF]=10^-4 – только для слабых эл-в, Кд справ вел при Т=298К

Чем меньш Кд, тем слабее эл-т.

Кд зависит от природы в-ва, Т. НЕ ЗАВИСИТ от концентрации!

Степень диссоциации возрастает при повышении температуры (повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду молекул на ионы, увеличивается электропроводность).