I . Вступление.

На прошлом занятии вы писали к/р по теме «Основные классы неорганических веществ». Результаты этой работы следующие…

До сих пор мы говорили об отдельных, индивидуальных веществах, теперь перейдем к рассмотрению многокомпонентных систем, состоящих из 2-х или более веществ.

Тема нашего сегодняшнего занятия «Концентрация растворов».- запись темы в тетрадь

II . Проверка знаний и обобщение.

Начнем с того, что вы ответите на следующие вопросы:

1 .Что называется раствором?

(Раствор - это гомогенная физико-химическая система, состоящая из 2-х или более частей (компонентов), относительные количества которых могут меняться в довольно широких пределах.)

2. Почему раствор мы называем гомогенной и физико-химической системой?

(Гомогенной , т.к. все компоненты находятся в одном агрегатном состоянии.)

3 .Каком?

(Растворы бывают твердыми, жидкими, газообразными. Примеры твердых растворов - сплавы металлов, газообразных – воздух).

Физико-химической системой раствор является потому, что

А) однородность растворов делает их очень сходными с химическими соединениями;

Б) выделение теплоты при растворении некоторых веществ тоже указывает на химическое взаимодействие между растворителем и растворяемым веществом.

В) отличие растворов от химических соединений состоит в том, что состав раствора может изменяться в широких пределах. При растворении вещества могут приобретать химические свойства, не проявляются в индивидуальном виде.

Г ) кроме того, в свойствах раствора можно обнаружить многие свойства его отдельных компонентов, что не наблюдается в случае химического соединения.

Запись схемы:

Растворы

Признаки Признаки

Физической системы химической системы

(механических смесей) (химические соед.)

Непостоянство состава - однородность состава

Проявление индивидуальных - выделение Q за счет

свойств компонентов разрушения и образования связей

Непостоянство состава растворов приближает его к механическим Таким образом, растворы занимают промежуточное положение между механическими смесями и химическими соединениями.

4. Какие вещества называют растворителями? Или как определить какое вещество в растворе является растворителем, а какое растворенным веществом?

(Растворителем считают ту составную часть раствора, которая в чистом виде находилась в том же агрегатном состоянии, что и полученный раствор. Если оба компонента до приготовления раствора находились в одинаковых агрегатных состояниях, то растворителем считают то вещество, которое взято в большем количестве (например, спирт и вода).

5. Мы выяснили, что является раствором, растворенным веществом и растворителем. А что из себя представляет процесс растворения?

(Растворение – это процесс равномерного распределения частиц (молекул, ионов) растворенного вещества между молекулами растворителя.

6. И только ли? Происходит ли при растворении разрыв и образование связей? Поясните.

(Да, например, при растворении кристалла в жидкости происходит следующее: [стр.210 Глинка учебник]).

Когда вносят кристалл в жидкость, от поверхности его отрываются отдельные молекулы. Последние благодаря диффузии равномерно распределяются по всему объему растворителя. Отделение молекул от поверхности твердого тела вызывается, с одной стороны, их собственными колебательными движениями, а с другой – притяжением со стороны молекул растворителя. Этот процесс должен был бы продолжаться до полного растворения любого количества кристаллов, если бы одновременно не происходил обратный процесс – кристаллизация. Перешедшие в раствор молекулы, ударяясь о поверхность еще не растворившегося вещества, снова притягиваются к нему и входят в состав его кристаллов.

7. Как вы думаете, количество вещества, которое может раствориться при данной температуре безгранично?

(Нет. Способность вещества растворяться всегда ограничена).

8 . А как определить как много может раствориться вещества при данных Т, V ?

(Количество вещества, которое может раствориться при данной температуре в определенном количестве растворителя, называется растворимостью).

Существует несколько способов выражения растворимости:

г или моль растворенного вещества в 1 дм 3 (1 л) р-ра – г/дм 3 р-ра (г/л р-ра) или г в-ва в 100 г растворителя – г/100г р-ля и др.

Растворимость разных веществ в воде может различаться очень сильно. Например, при Т= 25 С растворимость NaCl в H 2 O составляет 36 г в 100 г H 2 O . При тех же условиях растворимость AgCl равна лишь 0,00014 г в 100 г H 2 O .

9 . А если мы попробуем при Т=25 С в 100 г H 2 O растворить 40 г NaCl ?

(Нет, у нас ничего не получится, т.к. каждое вещество имеет свой предел растворимости в H 2 O . При данных условиях растворяется только 36 г NaCl в 100 г H 2 O , а 4 г останутся в виде кристаллов (осадка).

10. А как называется раствор, в котором при данной температуре вещество больше не растворяется?

(Насыщенным . Если вещество еще может растворяться в данном растворе, то он называется ненасыщенным ).

Из сказанного следует, что

III . Объяснение нового материала.

Концентрация вещества в насыщенном растворе равна его растворимости, концентрация вещества ненасыщенного раствора всегда меньше величины растворимости.

Как вы думаете, растворимость веществ зависит от каких-либо условий? Поясните.

(Да. Растворимость большинства твердых веществ с повышение температуры увеличивается. Для газов и жидкостей обычно наоборот.

А какие растворы называются разбавленными и концентрированными?

(Деление растворов на разбавленные и концентрированные – условно. Например, концентрированная серная кислота содержит 98% H 2 SO 4 и 2% H 2 O . 40 %-ный раствор этой кислоты уже считается разбавленным. В то же время концентрированный р-р HCl содержит лишь 36% HCl . Условно разбавленными можно считать те растворы, в 1 дм 3 (л) которых содержится не более 1 моль растворенного вещества.

Большое значение для химии и технологии имеют методы количественного выражения состава растворов. К рассмотрению которых мы и переходим.

Способы выражения количественного состава растворов.

Количества растворенного вещества и растворителя могут измеряться в разных единицах. В связи с этим существует несколько способов выражения состава.

1. Массовая доля растворенного вещества

Массовая доля w показывает, какая масса растворенного вещества содержится в 100 г раствора.

Нужно помнить, что m р-ра = m р.в-ва +m р-ля

Пример: Сколько г сахара необходимо растворить в 500г воды, чтобы приготовить раствор с массовой долей 5%?.

Решение : Обозначим необходимое количество сахара через х, тогда

m р.в-ва =х

m р-ра =х+ m H 2 O =х+500

2. Молярная концентрация раствора

Молярная концентрация С м показывает количество растворенного вещества? в моль, которое содержится в 1 дм 3 (1л) р-ра.

Расчет ведется по формуле:

Пример: Какова молярная концентрация р-ра глюкозы в 500 см 3 которого содержится 2г глюкозы C 6 H 12 O 6 ?

Решение : Вспомним, что количество вещества рассчитывается, как

Тогда С м = = моль/дм 3.

Пример: Массовая доля сахарозы в растворе равна 10%. Какова молярная концентрация сахарозы, если плотность раствора равна 1,1г/см 3.

Решение: Пусть V р-ра=1 дм 3 или 1л, тогда 1 дм 3 имеет массу 1100г, а m сахарозы равна:

х=110г; М(C 12 H 22 O 11)=342 г/моль,

тогда С м = =0,322 моль/дм 3

Ответ: 0,322моль/дм 3

3. Молярная концентрация эквивалента (нормальность).

Чтобы лучше понять сущность этого способа, рассмотрим некоторые основные понятия.

Эквивалентом называют реальную или условную частицу, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим споссобом эквивалента одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному е в окислит-восст. Реакциях.

Например, эквивалентом гидроксида калия и соляной кислоты будут соответственно молекула КОН и молекула НСl ,серной кислоты? молекулы H 2 SO 4

HCl+NaOH=NaCl+H 2 O

2HCl+Ca(OH) 2 =CaCl 2 +2H 2 O

3HCl+Al(OH) 3 =AlCl 3 +3H 2 O

В первой реакции одному иону водорода эквивалентна молекула NaOH ; во второй реакции одному илну водорода эквивалентна условная частица-половина молекулы Ca(OH) 2 ; в третьей реакции эквивалентом является одна треть молекулы Al(OH) 3 .

Фактор эквивалентности – число, показывающее, какая доля реальной частицы Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону – в данной окислительно-восстановительной реакции.

Фактор эквивалентности вещества Х обозначается так f экв (Х).

В приведенных реакциях:

f экв (NaOH )=1; f экв (Ca(OH) 2 )=1/2; f экв (Al(OH) 3 )=1/3.

Во всех случаях:

f экв (кислоты)=1/основность;

f экв (основания)=1/кислотность;

f экв (соли)=1/число катионов*валентность Ме);

f экв (окислителя)=1/число принятых е

f экв (восстановителя)=1/число отданных е.

Молярная масса эквивалента вещества Х равна:

Произведению фактора эквивалентности вещества Х на его молярную массу.

М экв(Х)=f экв(Х)*М(f) . Значит,

М экв(NaOH )=1*40=40г/моль;

М экв(Ca(OH) 2 )=1/2*74=37г/моль;

М экв(Al(OH) 3 )=1/3*78=г/моль.

Количество вещества эквивалента равно массе вещества Х, деленной на молекулярную (молярную) массу эквивалента.

Например,

Молярная концентрация эквивалента вещества Х (нормальность) Сн и выражается в моль-экв/дм 3.

Молярная концентрация эквивалента – отношение количества вещества эквивалента к объему раствора.

Сн= ,где V- объем в дм 3

Пример: В 1 дм 3 воды растворили 150 г воды. Плотность полученного раствора 1,1г/см 3 . Определите молярную концентрацию эквивалента (нормальность).

Решение: Масса полученного раствора: 1000+150=1150г

V р-ра=1150/1,1=1045см 3 =10,45дм 3

Экв. ( H 2 SO 4 )=m . ( H 2 SO 4 )/М экв. ( H 2 SO 4 )

Экв. ( H 2 SO 4 )=150/49=3,06моль-экв.

С экв. . ( H 2 SO 4 )= ? экв. ( H 2 SO 4 )/V =3,06/1,045=2,93моль-экв/дм 3

Ответ: Сн=2,93 моль-экв/дм 3

3. Моляльность раствора

Моляльность раствора – количество растворенного вещества, приходящееся на 1 кг растворителя.

Сm – обозначение; выражается в моль/кг.

Сm=

Пример: Массовая доля гидроксида калия в растворе равна 10%. Рассчитайте моляльность раствора.

Решение : Массовая доля 10% указывает, что но каждые 90 г воды приходится 10 г КОН. Рассчитаем массу гидроксида калия, приходящуюся на 1 кг воды.

10г-----90г воды,

Х г-------1000г воды;

Х= 10000/90=111г.

Р.в-ва= 111/59г/моль=2 моль.

Сm =2 моль/1кг=2моль/кг.

4. Мольная доля.

Мольная доля – это отношение количества растворенного вещества к общему количеству растворенного вещества и растворителя.

Обозначается,как N р.в.=

До задачи нужно сказать, что N р.в.+ N р-ля=1

Решение: Находим количество йода и тетрахлорида углерода в данном растворе:

?(J 2 )=20г/254г/моль=0,079моль

? (ССl 4 )=500г/154г/моль=3,25моль

N (J 2 )=0,079/(0,079+3,25)=0,024

N (ССl 4 )=1-0,024=0,976

Ответ: 0,024; 0,976.

6. Титр.

Титр – это количество грамм растворенного вещества, содержащееся в 1 мл раствора, т.е.

Д/з: Решить задачи:

1.1,33г хлорида алюминия растворили в 200см 3 воды. Плотность полученного раствора 1,05 г/см 3 . Рассчитайте массовую долю растворенного вещества, молярную концентрацию, моляльность, молярную концентрацию эквивалента, мольные доли хлорида алюминия и воды.

2.Задачи Глинка « Задачи и упражнения по общей химии» стр.103 №391-398,408,413,418,414,424,428.

Лекция 5: Растворы. Свойства растворов. Способы выражения концентрации растворов.

План лекции:

1. Понятие о растворах. Классификация растворов.

4. Способы выражения концентрации растворов.

5. Коллигативные свойства растворов.

1.Растворы. Классификация растворов.

Раствором называется гомогенная (однородная) система, состоящая из двух или более независимых компонентов (растворенное вещество и растворитель), а также продуктов их взаимодействия. Компонент, количество которого преобладает в данной системе, называют растворителем.

По агрегатному состоянию растворы делятся:

газообразные растворы : воздух – это раствор кислорода, паров воды, углекислого газа СО2 и благородных газов в ; твердые растворы : сплавы металлов; жидкие растворы в свою очередь делятся: растворы твердых веществ в жидкостях : соль+Н2О, сахар+Н2О, йод+Н2О растворы газообразныхых веществ в жидкостях : лимонады, нашатырный спирт

3. растворы жидких веществ в жидкостях : уксус, (спирт + вода)

Наибольшее значение для химии имеют растворы, в которых растворителем является жидкость. Относительное содержание компонентов в растворе может быть любым, оно ограничено лишь взаимной растворимостью веществ, которая зависит от их химической природы, их сродства друг к другу, а также от условий приготовления растворов – температуры, давления (в случае растворения газов), присутствия других растворенных веществ.

По относительным количествам растворенного вещества и растворители растворы бывают: разбавленные и концентрированные .

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

Насыщенный раствор - это раствор, который находится в равновесии с твердой фазой растворенного вещества и содержит максимально возможное при данных условиях количество этого вещества.

Раствор концентрация которого ниже концентрации насыщенного раствора называется ненасыщенным . В таком растворе можно при тех же условиях растворить дополнительное количество того же самого вещества.

Если раствор, насыщенный при нагревании, осторожно охладить до комнатной температуры так, чтобы не выделялись кристаллы соли, то образуется перенасыщенный раствор. Таким образом, перенасыщенным называется раствор, в котором при данной температуре содержится большее количество растворенного вещества, чем возможно в насыщенном растворе. Перенасыщенный раствор нестабилен, и при изменении условий (например при энергичном встряхивании или внесении кристаллика соли – затравки для кристаллизации) образуется насыщенный раствор и осадок кристаллов соли.

2. Растворимость веществ. Факторы, влияющие на растворимость веществ.

Количественной характеристикой соотношения компонентов насыщенного раствора является растворимость . Наиболее распространенными способами такой характеристики служат:

· коэффициент растворимости вещества (Р) – наибольшая масса вещества, способная при данной температуре раствориться в 100 г растворителя. Например, при 20ْ С в 100 г воды с образованием насыщенного раствора растворяется 36,0 г NaCI, значит Р(NaCI) = 36.

· молярная растворимость вещества ( S) - число молей вещества, способное при данной температуре раствориться в 1 л указанного растворителя с образованием насыщенного раствора. Так, S(NaCI) = 6,154 моль\л

· коэффициент поглощения газа –наибольший объем газа, который может раствориться в единице объема растворителя при данной температуре и парциальном давлении газа 1 атм. Так при 20ْ С коэффициенты поглощения водой азота и кислорода, молекулы которых неполярны, составляют соответственно 0,016 и 0,031. Для газов, молекулы которых полярны, коэффициент их поглощения водой значительно выше, например для HCI – 500, NH3 – 1300.

Растворимость веществ существенно зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления.

Зависимость от природы реагирующих веществ

Наибольшая растворимость достигается тогда, когда эти силы межмолекулярного взаимодействия имеют подобный характер: «подобное растворяется в подобном». Так вещества с ионным типом химической связи (соли, щелочи) или, полярные (спирты, альдегиды) хорошо растворимы в полярных растворителях, например в воде. И наоборот малополярные соединения, например оксид углерода (II) хорошо растворимы в неполярных соединениях, например в сероуглероде.

Зависимость от температуры.

Так как растворение процесс обратимый, значит к нему применим принцип Ле-Шателье: если растворение вещества происходит с поглощением теплоты, то повышение температуры приводит к увеличению растворимости.

Для большинства твердых веществ повышение температуры способствует увеличению растворимости.

Для газов повышение температуры способствует уменьшению растворимости, так как связи между молекулами растворимого вещества и растворителя - непрочные.

3. Сущность процесса растворения. Термодинамика процесса растворения.

Растворение веществ часто происходит с выделением или поглощением теплоты, иногда с изменением объема. Основоположником теории растворов является. Сущность процесса растворения сводится к следующему:

В растворах между компонентами раствора имеется взаимодействие, что приводит к образованию нестойких соединений переменного состава. Эти соединения растворенного вещества и растворителя называется сольватами , если растворитель – вода, то их называют гидратами . Раствор является динамической системой, в котором распадающиеся соединения находятся в подвижном равновесии с продуктами распада в соответствии с законом действующих масс. Сольватация (гидратация) обусловлена силами Ван-дер-Ваальса, действующими между растворенными веществом и растворителем. Сольватация протекает тем лучше, чем более полярны молекулы, составляющие раствор. Вода - хороший растворитель, так как её молекулы сильно полярны. Гидратная вода может быть связана с молекулами твердого вещества и входить в состав кристаллов (кристаллогидраты ): CuSO4 ∙ 5 H2O –медный купорос, CaSO4 ∙ 2 H2O – гипс.

Процесс растворения можно выразить схемой:

растворенное вещество + растворитель ó вещество в растворе ± ∆ Н.

Тепловой эффект, сопровождающий процесс растворения, относящийся к 1 молю растворенного вещества называется молярной теплотой растворения ∆ Н раств.

∆Н раств. = ∆Н 1 + ∆Н 2

∆Н 1 > 0 - количество теплоты, затраченной на распределение частиц растворяемого вещества среди молекул растворителя (процесс эндотермический).

∆Н 2 < 0 - тепловой эффект сольватации (процесс экзотермический).

Тепловой эффект сольватации - количество теплоты, которая выделяется при взаимодействии растворенного вещества с молекулами растворителя и образование связей между ними.

для твердого вещества:

∆Н 1 > 0 - энергия необходимая для разрушения кристаллической решетки и энергия необходимая для разрыва связей между молекулами растворителя (процесс эндотермический).

В зависимости от того преобладает первая или вторая составляющие, процесс растворения может быть экзотермический или эндотермический:

если │ ∆Н2 │> │∆ Н1│, процесс экзотермический и ∆Н < 0;

если │∆Н2 │< │∆ Н1│, процесс эндотермический и ∆Н > 0.

4. Способы выражения состава растворов.

Состав растворов количественно принято выражать через безразмерные количественные величины – доли (массовую, объемную, молярную) и размерные величины – концентрации.

Массовая доля (W) или процентная концентрация - отношение массы растворенного вещества к массе раствора. Массовая доля – безразмерная величина, ее выражают в долях от единицы в процентах (10%). Массовая доля показывает, сколько граммов данного вещества, находится в 100 г раствора

m в-ва m в-ва

W(A)= m р-ра * 100% = m р-ра + m р-ля * 100%

mв-ва - масса растворенного вещества, г

mв-ва - масса раствора, г

m р-ля - масса растворителя, г.

W (NaOH) = 5% или 0,05 означает, что

5 г NaOH находится в 100г раствора,

5 г NaOH находится в 95 г воды

Объемная доля j - отношение объема растворенного вещества к объему раствора.

V( A) V(A)-объем компонента А

j(А) = V V-объем ратсвора.

Молярная доля N – отношение числа молей растворенного вещества к сумме числа молей растворенного вещества и растворителя.

n a n a - количество компонентов А

N а = n a+ n в n в - количество растворителя

m a /M a .

N a = m a /M a +m в /M в

Концентрация показывает отношение массы или количества вещества к объему раствора.

Молярная концентрация (молярность) См (моль/л) – показывает число молей растворенного вещества в одном литре раствора, выражается отношением количества растворенного вещества к объему раствора.

n a 3

См (А) = V [моль/м, моль/л]

m a

См = M a *V

См-молярная концентрация раствора.

ma - масса вещества в граммах

Ma – молярная масса вещества в г/моль

V – объем раствора в литрах

Для обозначения молярной концентрации применяются символы:

1М-одномолярный раствор См = 1 моль/л

0,1М-децимолярный раствор См = 0,1 моль/л

Раствор в котором содержится 1 моль растворенного вещества называется одномолярным.

2М раствор NaOH означает, что 2 моля NaOH содержится в 1 литре раствора, т. е 2* 40 = 80 г NaOH.

Нормальная концентрация (нормальность раствора) или молярная концентрация эквивалента, Сн (экв/л) –показываетчисло эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в одном литре раствора.

n экв. a

Сн = V

m a

Сн = М эква* V

Сн - нормальная концентрация [моль/л]

М эква – эквивалентная масса вещества в г/моль

ma - масса вещества в граммах

V – объем раствора в литрах

1Н - однонормальный раствор Сн =1 моль/л

0,1Н - децинормальный раствор Сн=0,1 моль/л

0,01Н - сантинормальный раствор Сн = 0,01 моль/л

Эквивалентом вещества называется реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождаться или быть каким-либо образом эквивалентна (равнозначна) одному катиону H в кислотно-основных растворах или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Число, показывающее, какая доля реальной частицы вещества эквивалентна одному катиону H или одному электрону называется фактором эквивалентности ( f экв) . Количество эквивалента (n экв) также как и количество вещества измеряется в молях. Масса одного моля эквивалента называется молярной массой эквивалента (М экв) также как и молярная масса измеряется в г/моль. Между собой эти две массы связаны следующим соотношением:

М экв = М * f экв

для кислоты

1

f экв = n(Н)

n(Н) – число ионов водорода, способных замещаться на металл (основность кислоты)

для основания

1

f экв = n(ОН)

n(ОН) – число ионов гидроксогрупп (кислотность основания)

для солей

1

f экв = число атомов металла * заряд иона металла

С учетом фактора эквивалентности:

m a

Сн = М а * f экв * V

Титр раствора Т – показывает массу растворенного вещества, содержащуюся в 1 мл раствора.

m a

Т = 1000 , [г/мл]

См*М А См*М эА

Т = 1000 = 1000

Моляльная концентрация (моляльность С m) - отношение количества растворенного вещества к массе растворителя, выраженой в килограммах.

n a

С m = m растворителя [моль/кг Н 2О]

1000 ma

С m = Ma* m Н 2О

1000 - коэффициент перевода граммов в килограммы

Коллигативные свойства растворов.

Свойства растворов, которые зависят только от концентрации частиц в растворе и не зависят от природы растворенного вещества, называются коллигативными.

Растворы, образованные частицами строго одинакового размера, между которыми действуют примерно одинаковые силы межмолекулярного взаимодействия, не происходит химического взаимодействия, изменения температуры и объема называются идеальными. К идеальным растворам стремятся очень разбавленные растворы.

Коллигативные свойства разбавленных растворов могут быть описаны количественно и выражены в виде законов. К ним относятся:

· осмотическое давление

· давление насыщенного пара растворителя над раствором

· температура кристаллизации раствора

· температура кипения раствора

Осмос. Осмотическое давление.

Растворы однородны по всем частям объема. Если в один сосуд поместить концентрированный раствор, а сверху разбавленный, то через некоторое время эта неоднородная масса вновь станет однородной. Такой самопроизвольный процесс перемешивания вещества, приводящий к выравниванию его концентрации называется диффузией.

Если между двумя растворами поместить полупроницаемую перегородку (мембрану), то выравнивание концентраций будет проходить только вследствие перемещения молекул воды. Такая односторонняя диффузия называется осмосом.

Осмос – односторонняя самопроизвольная диффузия молекул растворителя через полупроницаемую перегородку из раствора с низкой концентрацией в раствор с более высокой концентрацией.

Полупроницаемые перегородки способны пропускать только молекулы растворителя, но не пропускают молекулы растворенного вещества.

природные полупроницаемые перегородки - стенки растительных и животных клеток, стенки кишечника;

искусственные полупроницаемые перегородки – целлофан, пергамент, пленки из желатина.

Количественной характеристикой осмоса является осмотическое давление раствора.

Осмотическим давлением ( Pосм.) называют избыточное гидростатическое давление, возникающее в результате осмоса и приводящее к выравниванию скоростей взаимного проникновения молекул растворителя сквозь мембрану с избирательной проницаемостью.

К осмотическому давлению применимы все законы газового давления и для его вычисления можно использовать уравнение Клапейрона - Менделеева m

P*V = M*R*T

m

P = M*V*R*T

m

См = M* V

В 1887 г Вант-Гоффом в результате исследований была установлена такая зависимость:

P осм . = См*R*T [кПа ]

См –молярная концентрация растворенного вещества, моль/л

R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/моль* К

T – температура, К.

Закон Вант-Гоффа:

Осмотическое давление разбавленного идеального раствора неэлектролита равно тому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы при той же температуре находилось бы в газообразном состоянии и занимало бы объем, равный объему раствора.

Однако это уравнение справедливо только для растворов, в которых отсутствует взаимодействие частиц, т. е. для идеальных растворов. В реальных растворах имеют место межмолекулярные взаимодействия между молекулами вещества и растворителя, которые могут приводить или к диссоциации молекул растворенного вещества на ионы, или к ассоциации молекул растворенного вещества с образованием из них ассоциатов.

Диссоциации молекул растворенного вещества в водном растворе на ионы характерна для электролитов. В результате диссоциации число частиц в растворе увеличивается.

Ассоциация наблюдается, если молекулы вещества лучше взаимодействуют между собой, чем с молекулами растворителя. Это характерно для коллоидных растворов, что приводит к уменьшению числа частиц в растворе.

Для учета межмолекулярных взаимодействий в реальных растворах Вант-Гофф предложил использовать изотонический коэффициент i. Для молекул растворенного вещества физический смысл изотонического коэффициента:

i = число частиц растворенного вещества / число частиц исходного вещества.

Для растворов неэлектролитов, молекулы которых не диссоциируют и мало склонны к ассоциации, i =1.

Для водных растворов электролитов, вследствие диссоциации i > 1, причем максимальное его значение (i max) для данного электролита равно числу ионов в его молекуле:

NaCI CaCI2 Na3PO4

Для растворов, в которых вещество находится в виде ассоциатов, i < 1.

С учетом межмолекулярных взаимодействий осмотическое давление для реальных растворов равно:

P осм. = i*См* R* T , причем

i =1 для неэлектролитов

i > 1 для электролитов.

Изотонические растворы – имеют равное осмотическое давление. Гипертонические растворы – имеют большее осмотическое давление по сравнению с другим раствором. Гипотонические растворы – имеют меньшее осмотическое давление по сравнению с другим раствором.

Роль осмоса. СРС.

Понижение давление пара растворов. Законы Рауля.

Над любой жидкостью устанавливается определенное давление пара, насыщающего пространство. В отличии от поверхности растворителя, поверхность раствора частично занята молекулами растворенного вещества. Именно поэтому испарение с поверхности растворов всегда меньше, чем с поверхности растворителя, и при одной и той же температуре давление насыщенного пара над раствором всегда будет ниже давления пара над чистым растворителем.

Закон Рауля I:

. Давление пара раствора, содержащего нелетучее растворенное вещество, прямо пропорционально мольной доле растворителя в данном растворе

p = p0 · χр-ль

p = p0 · nр-ля/(nв-ва + nр-ля), где

p - давление пара над раствором, Па;

p0 - давление пара над чистым растворителем, Па;

χр-ль - мольная доля растворителя.

nв-ва и nр-ля – соответственно количество растворенного вещества и растворителя, моль.

Другая формулировка:

относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества :

(p0 – p)/p0 = χв-ва

(p0 – p)/p0 = nв-ва/(nв-ва + nр-ля)

При этом принимаем, что χв-ва + χр-ль = 1

Для растворов электролитов данное уравнение приобретает несколько иной вид, в его состав входит изотонический коэффициент i :

p0 – p = Δр

Δp = i · p0 · χв-ва , где

Δp - изменение давления паров раствора по сравнению с чистым растворителем;

χв-ва - мольная доля вещества в растворе

I – изотонический коэффициент.

i =1 для неэлектролитов, i > 1 для электролитов.

Изотонический коэффициент (или фактор Вант-Гоффа) - это параметр, не имеющий размерности, который характеризует поведение какого – либо вещества в растворе. То есть, изотонический коэффициент показывает, разницу содержания частиц в растворе электролита по сравнению с раствором неэлектролита такой же концентрации. Он тесно связан связан с процессом диссоциации, точнее, со степенью диссоциации и выражается следующим выражением:

i = 1+α(n- 1), где

n – количество ионов, на которые диссоциирует вещество.

α – степень диссоциации.

С понижением давления насыщенного пара растворителя над раствором связано повышение температуры кипения раствора и понижение температуры его замерзания. Любая жидкость кипит, когда давление насыщенного пара над ней становится равным атмосферному. Так как согласно I закону Рауля давление пара над раствором меньше, чем над раствором растворителя, то для того, чтобы раствор закипел, его нужно нагреть до более высокой температуры, чем растворитель. Таким образом, растворы кипят при более высокой температуре, а замерзают при более низкой температуре, чем чистый растворитель.

∆ t кип = t кип р-ра - t кип р-ля

Разность температур кипения раствора и растворителя называется повышением температуры кипения.

∆ t зам = t зам р-ля - t зам р-ра

Разность температур замерзания раствора и растворителя называется понижением температуры замерзания.

Закон Рауля II.

Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения не зависят от природы растворенного вещества и прямопропорциональны моляльной концентрации раствора.

∆ t кип = i*Кэб*С m

∆ t зам = i* Kкр*С m

Кэб

Ккр – криоскопическая константа

Cm – моляльная концентрация раствора [моль/кг растворителя]

i-изотонический коэффициент, i =1 для неэлектролитов, i > 1 для электролитов.

Кэб н 2о = 0,52 кг∙К/моль

Ккр н 2о = 1,86 кг∙К/моль

Кэб – эбулиоскопическая константа

Ккр – криоскопическая константа

Физический смысл:

Эбулиоскопическая константа (Кэб) – показывает повышение температуры кипения одномоляльного раствора по сравнению с чистым растворителем.

Криоскопическая константа (Ккр ) – показывает понижение температуры замерзания одномоляльного раствора по сравнению с чистым растворителем.

Все одномоляльные растворы неэлектролитов будут

кипеть при температуре: t кип = 100 С + 0,52 С = 100,52 С

и замерзать при температуре: t зам = 0 С– 1,86 С = - 1,86 С

Пример. Вычислить температуру кипения и температуру замерзания 4,6% раствора глицерина (С3 Н5 (ОН)3) в воде.

В 100г воды содержится 4,6г глицерина и 95,4г воды.

1000 ma 4,6*1000

Сm = Ma*m Н2О = 92* 95, 4 = 0,524 моль/кг

∆ t кип = 0,52 * 0,524 = 0,272 С

t кип = 100 + 0,272 = 100,272 С

∆ t зам = 1,86 * 0,524 = 0,975 С

t зам = 0 – 0,975 = - 0,975 С

Факторы, влияющие на смещение равновесия

1. Давление (характерно для газов). Увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением числа молекул газа, т.е. в сторону понижения давления. Например, в реакции 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 в левой части уравнения 3 молекулы газа, а в правой – 2, поэтому при повышении давления равновесие смещается вправо.

2. Температура. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции, понижение – в сторону экзотермической реакции. Например, в равновесной системе N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 , ∆H 0 = - 92 кДж повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону обратной (эндотермической) реакции, понижение – в сторону прямой (экзотермической) реакции.

3. Концентрация. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Уменьшение концентрации исходных веществ и увеличение концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону обратной реакции. Например, в реакции 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 увеличение концентрации NO и O 2 или уменьшении концентрации NO 2 приводит к смещению равновесия в сторону прямой реакции. Увеличение концентрации NO 2 – в сторону обратной реакции.

Равновесие процесса перехода вещества из одной фазы в другую без изменения химического состава называется фазовым равновесием . Например: Твердое вещество Жидкость

Жидкость Пар

Для фазового равновесия также соблюдается принцип Ле Шателье. Соответственно при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермического процесса, например, плавления или испарения. С увеличением давления равновесие сдвигается в сторону процессов, при которых газ или пар превращается в жидкое или твердое состояние.

К наиболее общим законам гетерогенного равновесия относится правило фаз , согласно которому число степеней свободы С, фаз Ф, независимых компонентов К и внешних условий n, влияющих на равновесие, связано соотношением

С + Ф = К + n

Фаза – это часть системы, однородная во всех ее точках по химическому составу и свойствам и отделенная от всех других фаз системы поверхностью раздела. Компонент – это химически однородная составная часть вещества, которая может быть выведена из системы. В случае фазового равновесия число независимых компонентов равно общему числу компонентов, при протекании химических реакций - общему числу компонентов за вычетом числа химических реакций, связывающих эти компоненты. Число степеней свободы – это число внешних условий, которые можно менять в определенных пределах без изменения числа и вида фаз.

Лекция № 8.ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

Раствор – это гомогенная система, состоящая из двух и более компонентов, относительные количества которых могут изменяться в широких пределах. Вещество, взятое в избытке и служащее средой, в которой идет растворение, называется растворителем . Вещество, которое растворяется, называется растворяемым веществом .

Растворимость. Способность одного вещества растворяться в другом называется растворимостью . Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости , который выражается массой безводного вещества, растворяющегося при данных условиях в 100 г растворителя с образованием насыщенного раствора.

Растворимость зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления (для газов):

1. Природа растворяемого вещества.

Кристаллические вещества подразделяются на хорошо растворимые (более 1,0 г на 100 г воды); малорастворимые (0,1 г - 1,0 г на 100 г воды); практически нерастворимые (менее 0,1 г на 100 г воды). Если газ химически взаимодействуют с водой, его растворимость велика (HCl, NH 3 , CO 2), если не взаимодействует – растворимость незначительна (O 2 , H 2).

2. Природа растворителя

При образовании раствора связи между частицами каждого из компонентов заменяются связями между частицами разных компонентов. Чтобы новые связи могли образоваться, компоненты раствора должны иметь однотипные связи, т.е. быть одной природы. Поэтому ионные вещества хорошо растворяются в полярных растворителях и плохо в неполярных, а молекулярные вещества – наоборот.

3.Температура

Если ∆Н растворения < 0, то при увеличении температуры равновесие смещается влево и растворимость твердого вещества в воде уменьшается. Если ∆Н раств > 0, то при увеличении температуры равновесие смещается вправо и растворимость увеличивается.

Растворимость газов в воде – процесс экзотермический, поэтому с повышением температуры растворимость газов уменьшается, а с понижением – увеличивается.

4. Давление

С повышением давления растворимость газов в жидкостях увеличивается, а с понижением уменьшается.

Способы выражения состава растворов. Важной характеристикой любого раствора является его состав, который определяется количеством растворенного вещества и растворителя. Отношение количества или массы вещества, содержащегося в системе, к объему или массе этой системы называется концентрацией .

Молярная концентрация вещества или молярность (с В или М) – отношение количества растворенного вещества к объему раствора:

где m B – масса вещества, г; М В –молярная масса вещества, г/моль; V – объем раствора, л.

Молярная концентрация эквивалентов вещества или нормальность ((В) или н.) – отношение количества эквивалентов растворенного вещества к объему раствора:

, моль/л,

где m B – масса вещества, г; М э(В) – молярная масса эквивалентов вещества, г/моль; V – объем раствора, л.

Моляльная концентрация вещества или моляльность (с m (В)) – отношение количества растворенного вещества к массе растворителя:

, моль/кг,

где m B – масса растворенного вещества, г; m S – масса растворителя, г; М В – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Массовая доля вещества (ω) – отношение массы растворенного вещества к массе раствора. Массовую долю выражают в долях или процентах:

,

где m B – масса растворенного вещества, г; m – масса раствора, г.

Молярная (мольная) доля вещества (х В) – отношение количества растворенного вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, содержащихся в растворе:

,

где х B – молярная доля растворенного вещества, n B – количество растворенного вещества; n S – количество растворителя.

,

где х S – молярная доля растворителя, n B и n S – количества растворенного вещества и растворителя.

Общие свойства растворов. Разбавленные растворы проявляют ряд общих свойств: осмотическое давление, температуры замерзания и кипения. Эти свойства рассматривают при допущении, что молекулы растворенного вещества и растворителя не взаимодействуют друг с другом (растворы неэлектролитов).

Односторонняя диффузия молекул растворителя через полупроницаемую перегородку называется осмосом . Сила, обусловливающая осмос, называется осмотическим давлением . Величина осмотического давления зависит от концентрации раствора и его температуры, но не зависит ни от природы растворенного вещества, ни от природы растворителя. Зависимость осмотического давления от температуры и концентрации раствора выражается законом Вант-Гоффа : π = c B RT,

где π – осмотическое давление раствора, кПа; с В – его молярная концентрация, моль/л; R – универсальная газовая постоянная; T – абсолютная температура раствора.

При данной температуре давление насыщенного пара над жидкостью – величина постоянная. При растворении в жидкости какого-либо вещества давление насыщенного пара над жидкостью понижается. В разбавленных растворах неэлектролитов при постоянной температуре относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества (закон Рауля ):

,

где р 0 – давление насыщенного пара над чистым растворителем; р – давление пара над раствором; n B – количество растворенного вещества; n S – количество растворителя.

Любая жидкость закипает, когда давление ее пара становится равным атмосферному давлению. Так как, давление пара над раствором ниже давления пара над растворителем, то для того, чтобы раствор закипел, его надо нагреть до более высокой температуры, чем растворитель.

Замерзает раствор тогда, когда давление насыщенного пара его становится равным давлению насыщенного пара твердого растворителя, следовательно для замерзания раствора нужна более низкая температура, чем для растворителя.

Повышение температуры кипения (ΔТ кип) и понижение температуры замерзания (∆Т зам) раствора прямо пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества (следствие закона Рауля ):

∆Т зам = К Т ∙ с m (B); ∆Т кип = Э Т ∙ c m (B),

где ∆Т зам – понижение температуры замерзания; ∆Т кип – повышение температуры кипения; К Т – криоскопическая константа; Э Т – эбулиоскопическая константа; c m (B) – моляльная концентрация раствора.

Лекция № 9. РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

При растворении электролитов в воде происходит их распад на ионы. Распад молекул вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя называется электролитической диссоциацией . Ионы – это заряженные частицы. Бывают двух типов: положительно заряженные – катионы (Na + , Al 3+ , NH 4 +) и отрицательно заряженные – анионы (Cl ‾ , SO 4 2‾ , PO 4 3‾). Под действием электрического тока катионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), анионы – к положительно заряженному электроду (аноду).

К электролитам относятся растворы кислот, солей и щелочей.

Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода: HCN= H + + CN - .

Основания – электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид- ионов: NH 4 OH= NH 4 + + OH - .

Существуют электролиты, которые могут диссоциировать по типу кислоты и по типу основания, такие электролиты называются амфотерными , к ним относятся гидроксиды амфотерных элементов, а также гидроксиды металлов, находящихся в промежуточной степени окисления, например: Al(OH) 3 , Zn(OH) 2 , Cr(OH) 3 и многие другие. Диссоциацию растворенной части амфотерного гидроксида по обоим типам можно представить следующей схемой: H + + RO - = ROH = R + + OH – . В насыщенном водном растворе амфотерного гидроксида ионы H + , RO - , R + , OH - находятся в состоянии равновесия, поэтому амфотерные гидроксиды взаимодействуют и с кислотами и с основаниями. При добавлении кислоты равновесие смещается в сторону диссоциации по типу основания, при добавлении основания – в сторону диссоциации по типу кислоты.

Соли – электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода и отрицательные, отличные от гидроксид-ионов.

Степень диссоциации. Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степень диссоциации. Степенью диссоциации (α) называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N) . Выражается в долях единицы или в %.

α = n / N 0 < α < 1 (или 0 < α < 100%)

Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации и температуры. По своей природе все электролиты делятся на сильные и слабые. Степень диссоциации сильных электролитов α > 30%, слабых электролитов – α < 3%.

У сильных электролитов в растворе диссоциируют на ионы практически все молекулы, у слабых – лишь часть молекул. К сильным электролитам относятся почти все соли, основания щелочных и щелочноземельных металлов, а из важнейших кислот: HClO 4 , H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI, HMnO 4 . К слабым электролитам относятся почти все органические кислоты, (например, CH 3 COOH), неорганические соединения: H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , H 2 SiO 3 , HCN, HNO 2 , HF, NH 4 OH, H 2 O.

Константа диссоциации. В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и к нему может быть применен закон действия масс. Так, для процесса диссоциации слабой уксусной кислоты CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H + константа равновесия процесса диссоциации имеет вид:

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации (К д) . Константа диссоциации указывает на прочность молекулы в данном растворе. Чем меньше К д, тем слабее электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы. Например, борная кислота Н 3 ВО 3 , К д которой 5,8∙10 -10 , более слабый электролит, чем уксусная, К д которой равна 1,8∙10 -5 .

Константа и степень диссоциации связаны соотношением (закон разбавления Оствальда ):

Если α значительно меньше единицы, то можно принять, что 1 – α ≈ 1. Тогда выражение закона разбавления упрощается:

К = α 2 ∙ с В, откуда α =

Последнее соотношение показывает, что при уменьшении концентрации электролита с В (т.е. с разбавлением раствора) степень диссоциации α увеличивается.

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами и идут необратимо, если в результате реакции образуются осадки, газы и слабые электролиты. Обычно такие реакции изображаются при помощи ионно-молекулярных уравнений. Осадки, газы и слабые электролиты пишутся в виде молекул, хорошо растворимые сильные электролиты – в виде ионов.

Рассмотрим типичные варианты реакций в растворах электролитов:

а) 3АgNO 3 + FeCl 3 = Fe(NO 3) 3 + 3AgCl – молекулярное уравнение

3Ag + + 3NO 3 - + Fe 3+ + 3NO 3 - + 3AgCl – полное ионное уравнение

Ag + + Cl - = AgCl – сокращенное ионное уравнение

б) Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2

2Na + + CO 3 2- + 2H + + SO 4 - = 2Na + + SO 4 2- + H 2 O + CO 2

2H + + CO 3 2- = H 2 O + CO 2 .

в) HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

H + + Cl - + Na + + OH - = N a + + Cl - + H 2 O

H + + ОH - = H 2 O

При составлении ионно-молекулярных уравнений следует помнить, что сумма электрических зарядов в левой части должна быть равна сумме электрических зарядов в правой части уравнения. Одинаковые ионы из обеих частей уравнения исключаются.

Лекция №10. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений, называются окислительно-восстановительными.

Степень окисления (С.О.) – это заряд атома в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов . Определение степени окисления проводят, используя следующие положения:

1. Степень окисления. элемента в простом веществе, например, в Zn, H 2 , Вг 2 , S, O 2 , равна нулю.

2. Cтепень окисления кислорода в соединениях обычно равна –2. Исключения составляют пероксиды H 2 +1 O 2 –1 , Na 2 +1 O 2 –1 и О +2 F 2 .

3. Степень окисления водорода в большинстве соединений равна +1, за исключением солеобразных гидридов, например, Na +1 H -1 .

4. Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1); щелочноземельные металлы, бериллий и магний (+2); фтор (–1).

5. Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.

В качестве примера рассчитаем степень окисления хрома в соединении К 2 Cr 2 O 7 . Сначала поставим степень окисления над теми элементами, для которых она известна. В нашем примере постоянную степень окисления имеют калий (+1) и кислород (-2). Степень окисления хрома обозначим через х . Далее составляем алгебраическое уравнение. Для этого индекс при каждом элементе умножаем на степень окисления этого элемента, все складываем и приравниваем правую часть нулю:

К 2 +1 Сr 2 х O 7 –2 2∙(+1)+ 2x + 7 (–2) = 0 x = + 6

Таким образом, степень окисления хрома в К 2 Cr 2 O 7 равна +6. Чтобы определить степень окисления элемента в анионе, например азота в анионе (NO 2) ‾ , поступаем точно также, только правую часть приравниваем заряду иона, в нашем случае -1

(N х O 2 ‾2) ‾ x + 2 (–2) = –1 x = + 3

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, сопровождающийся повышением степени окисления . Восстановление – процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления.

Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы, протекающие одновременно.

Несмотря на то что экстракция как метод разделения длительное время применяется в аналитической химии и химической технологии, теоретические основы этого метода долгое время оставались неизученными. В частности, долгое время оставались неизученными основные количественные характеристики экстракционных процессов, что было определенным препятствием для широкого внедрения экстракции в практику. Для расчета количества вещества, которое экстрагируется органическими растворителями, необходимо знать константу и коэффициент распределения, степень экстракции и т. д.

М. Бертло и Ю. Юнгфлейш были первыми исследователями, которые в 1872 г. на основании экспериментальных данных показали, что отношение равновесных концентраций вещества, распределяющегося между двумя жидкими фазами, является постоянным. Это отношение термодинамическим путем было выведено В. Нернстом, который в 1891 г. сформулировал закон распределения.

Согласно закону распределения, вещество, растворенное в двух несмешивающихся или ограниченно смешивающихся жидкостях, распределяется между ними в постоянном отношении. Это отношение для идеальных систем зависит только от температуры, природы вещества и не зависит от концентрации.

Из этого закона следует, что при одновременном растворении нескольких веществ каждое из них распределяется между обеими жидкими фазами таким образом, как будто в системе нет никаких других веществ, подлежащих распределению. Закон распределения справедлив лишь в том случае, если распределяемое вещество в обеих фазах находится в одной и той же форме.

Константа распределения вещества. Постоянная величина, выражающая отношение концентраций распределяемого вещества, находящегося в обеих фазах (после наступления равновесия) в одной и той же форме, называется константой распределения:

где Р о - константа распределения: [А] о -концентрация вещества в фазе органического растворителя, моль/л; [А] В - концентрация вещества в водной фазе, моль/л.

Величина константы распределения зависит от природы распределяемого вещества, состава и свойств применяемого экстрагента, температуры, при которой производится экстракция. Эта константа не зависит от равновесных концентраций экстрагируемого вещества и объемов водной и неводной фаз. Числовое значение константы распределения можно вычислить и по другой формуле (9), исходя из величины степени экстракции соответствующего вещества и объемов жидких фаз.

Коэффициент распределения. При расчетах константы распределения вещества по формуле (1) необходимо быть уверенным в том, что распределяемое вещество в обеих фазах находится в одинаковой форме (в одинаковом молекулярном состоянии). Однако во многих экстракционных системах не соблюдается указанное выше условие. В одной из жидких фаз могут происходить диссоциация, ассоциация, сольватация, гидролиз распределяемого вещества, образование комплексов и т. д. Для расчетов экстракционных равновесий в таких системах не принимают во внимание форму существования вещества в каждой фазе, а учитывают только отношение суммарных (аналитических) концентраций распределяемого вещества в обеих фазах.

На основании определения суммарных концентраций можно рассчитать не константу, а коэффициент распределения данною вещества в применяемой системе растворителей (вода - органический растворитель). Коэффициент распределения - это отношение суммарной аналитической концентрации вещества в фазе органического растворителя к суммарной аналитической концентрации этого вещества в водной фазе (без учета того, в какой форме находится вещество в каждой фазе):

где D - коэффициент распределения; С о - суммарная аналитическая концентрация вещества в фазе органического растворителя, моль/л; С В - суммарная аналитическая концентрация вещества в водной фазе, моль/л.

Степень экстракции. Степень экстракции (процент экстракции) - это отношение количества экстрагированного вещества к общему (начальному) количеству этого вещества в водном растворе:

где R - степень экстракции вещества, %; А - количество вещества, которое экстрагировалось органическим растворителем; N - общее (начальное) количество вещества в водном растворе.

Количество вещества А, которое экстрагируется органическим растворителем, можно определить экспериментальным путем, применив соответствующий метод количественного определения. Зная начальное количество вещества и количество этого вещества, перешедшего в органический растворитель, рассчитывают степень экстракции.

Степень экстракции вещества можно определить не только экспериментальным путем, но и путем соответствующих расчетов, зная константу или коэффициент распределения вещества, а также отношение объемов водной фазы и фазы органического растворителя. Степень экстракции с указанными величинами связана следующим соотношением:

где R -степень экстракции; Р о - константа распределения; V B - объем водной фазы, мл; V o - объем фазы органического растворителя, мл.

В формуле (4) отношение объема водной фазы к объему фазы органического растворителя заменяют величиной г:

Объем органического растворителя, необходимого для экстракции, рассчитывают по формуле

После соответствующего преобразования формулы (4) степень экстракции рассчитывают по уравнению

Если известна степень экстракции R и отношение объемов фаз r , то константу распределения Р 0 можно рассчитать при помощи следующего уравнения:

На основании числовых значений константы распределения и степени экстракции можно рассчитать ряд других количественных характеристик процессов экстракции.

Ниже мы приведем несколько примеров расчетов ряда количественных характеристик экстракционных процессов неэлектролитов, к числу которых относятся многие органические соединения, имеющие значение в фармации и токсикологии.

Расчет объема органического растворителя, необходимого для однократной экстракции. Примеры этих расчетов приведены ниже.

Пример 1. Вычислить объем органического растворителя, который необходимо взять для однократной экстракции 99 % вещества из 100 мл раствора, если константа распределения Р 0 этого вещества между органическим растворителем и водной фазой равна 20.

Для решения этой задачи пользуются формулой (7):

Значение r рассчитывают по формуле (8), а значение V o - по формуле (6):

Таким образом, для однократной экстракции 99 % вещества (Р о =20) из 100 мл водного раствора требуется 500 мл органического растворителя.

Пример 2. Какой объем органического растворителя необходимо взять для однократной экстракции 99 % вещества из 100 мл водного раствора, если Ρ = 10?

Эту задачу решают аналогично предыдущей:

Расчеты показывают, что для однократной экстракции 99 % вещества (Р о = 10) из 100 мл водного раствора требуется 1000 мл органического растворителя.

На основании произведенных выше расчетов (см. примеры 1 и 2) можно сделать такие выводы: чем больше константа распределения Р о вещества, тем меньший объем органического растворителя требуется для однократной экстракции его из водных растворов; степень экстракции R вещества тем больше, чем меньше величина r, т. е. чем больший объем органического растворителя применяется для однократной экстракции.

Расчет объема органического растворителя для многократной экстракции. Из приведенных выше расчетов (см. примеры 1 и 2) следует, что для однократной экстракции вещества из водных растворов необходимо брать органические растворители, объемы которых значительно больше объемов водных растворов.

Учитывая это, для извлечения веществ из водных растворов производят многократную экстракцию их малыми объемами органических растворителей вместо однократной экстракции большим объемом того же растворителя. Преимущество многократной экстракции веществ малыми объемами растворителей перед однократной экстракцией большими объемами этих растворителей показано на приведенных ниже примерах.

Пример 3. Какой общий объем органического растворителя необходимо использовать для многократной экстракции, чтобы из 100 мл водного раствора извлечь 99 % вещества, если Р о = 20, а на каждую экстракцию берут по 25 мл органического растворителя?

Для решения этой задачи пользуются формулой (7).

Вначале определяют степень экстракции вещества, %:

Расчеты показывают, что степень экстракции вещества при указанных выше условиях составляет 83 %. Следовательно, и при каждой последующей экстракции тоже будет экстрагироваться 83 % от оставшегося в водном растворе вещества.

При второй экстракции из водного раствора будет извлекаться Χ 2 вещества:

При третьей экстракции из водного раствора будет извлекаться Х 3 вещества:

Эти расчеты показывают, что при трех последовательных экстракциях из водного раствора извлекается около 99,5 % вещества и при этом расходуется только 75 мл органического растворителя, в то время как для однократной экстракции 99 % того же вещества (см. пример 1) необходимо затратить 500 мл органического растворителя.

Приведенные выше расчеты показывают, что для извлечения вещества из водных растворов необходимо производить многократную экстракцию небольшими объемами органических растворителей вместо однократной экстракции большим объемом этих растворителей.

Количество экстракций, необходимых для извлечения заданного количества вещества из раствора. Для расчета полноты экстракции вещества определяют, сколько раз необходимо экстрагировать его из водного раствора, чтобы добиться извлечения заданного количества этого вещества.

С этой целью пользуются следующей формулой:

где т - количество экстракций, необходимых для извлечения заданного количества вещества; С В - начальная концентрация вещества в водном растворе, моль/л; [Ат] В - концентрация оставшегося в водной фазе вещества после т экстракций, моль/л.

Для решения этой задачи вначале необходимо определить в и r:

Подставим значения соответствующих величин в формулу (10).

экстракции (округленно 4 экстракции).

Приведенный пример показывает зависимость числа экстракций от объемов органического растворителя и водной фазы, степени экстракции и константы распределения вещества.

Механизм процесса экстракции. Согласно теории растворов, растворение вещества в воде или в органических растворителях сопровождается образованием малопрочных соединений молекул этого вещества с молекулами растворителя. Если растворителем является вода, то в растворе образуются гидраты, а если растворителем является органический растворитель, то в растворах образуются сольваты молекул растворенного вещества. Гидраты и сольваты молекул являются малопрочными.

При взбалтывании водного раствора вещества с органическим растворителем, который не смешивается с водой, гидратная оболочка молекул растворенного вещества разрушается. Молекулы воды в гидратной оболочке замещаются молекулами органического растворителя, в результате чего образуются сольваты молекул растворенного вещества, которые легко переходят в органический растворитель.

Хорошо экстрагируются молекулы тех веществ, сольваты которых в фазе органического растворителя являются более прочными, чем гидраты этих молекул в воде.

Более сложными являются процессы экстракции электролитов, которые в водных растворах частично или полностью распадаются на ионы. Ионы, несущие определенный заряд, хорошо гидратируются диполями воды. Связь ионов с диполями воды относительно прочная. Поэтому ионы, имеющие прочные гидрат-ные оболочки, остаются в водной фазе и не экстрагируются органическими растворителями. Ими могут экстрагироваться только недиссоциированные молекулы соответствующего вещества. Это необходимо учитывать при экстракции органических веществ, являющихся слабыми электролитами. Степень экстракции этих веществ зависит от рН среды. С изменением рН раствора изменяется степень диссоциации молекул, а следовательно, изменяется и относительное количество недиссоциированных молекул вещества. С увеличением количества недиссоциированных молекул увеличивается степень экстракции слабых электролитов и наоборот.

Экстракция органических кислот. Недиссоциированные молекулы органических кислот в водных растворах являются электронейтральными и слабо гидратируются молекулами воды. При контакте водных растворов с органическими растворителями электронейтральные молекулы кислоты легко сольватируются, и поэтому переходят в слой органического растворителя.

Ионы, образующиеся в водных растворах при диссоциации слабых кислот, имеют соответствующие заряды, и поэтому легко гидратируются диполями воды. Связь молекул воды с ионами кислоты относительно прочная. Поэтому такие ионы слабо сольватируются молекулами органических растворителей и не экстрагируются органическими растворителями из водных растворов.

Изменение концентрации водородных ионов в водной фазе приводит к относительному увеличению или уменьшению количества недиссоциированных молекул, а следовательно, и к изменению экстрагируемости кислоты.

С повышением рН (т. е. с уменьшением концентрации водородных ионов в водном растворе) увеличивается диссоциация кислоты в растворе, что приводит к уменьшению ее недиссоциированных молекул. В результате этого понижается экстрагируе-мость слабой кислоты органическими растворителями из таких растворов.

При повышении концентрации водородных ионов (т. е. с понижением рН) в водном растворе увеличивается число молекул недиссоциированной кислоты, а следовательно, возрастает ее экстрагируемость органическими растворителями. При значительном повышении концентрации водородных ионов в водном растворе слабую кислоту практически полностью можно перевести в недиссоциированное состояние и этим повысить ее экстрагируемость.

Экстракция оснований. Многие органические основания, к числу которых относятся алкалоиды и их многочисленные синтетические аналоги, являются фармацевтическими препаратами. Эти основания в нейтральной среде находятся в недиссоциированном состоянии. При действии кислот на органические основания образуются их соли, которые в водных растворах диссоциируют на ионы.

Недиссоциированные молекулы органических оснований слабо гидратируются молекулами воды, но хорошо сольватируются молекулами органических растворителей. Поэтому недиссоциированные молекулы органических оснований хорошо экстрагируются из водных растворов органическими растворителями.

Ионы, образующиеся при диссоциации солей органических оснований, хорошо гидратируются молекулами воды и слабо сольватируются молекулами органических растворителей. Поэтому соли органических оснований (за небольшим исключением) не экстрагируются органическими растворителями.

Органические основания являются слабыми электролитами. Степень диссоциации их зависит от рН среды. От прибавления кислот к органическим основаниям они переходят в соли. При этом увеличивается количество ионов и уменьшается количество недиссоциированных молекул, а следовательно, уменьшается степень экстракции этих веществ органическими растворителями. От прибавления щелочей к солям органических оснований уменьшается количество ионов и увеличивается количество недиссоциированных молекул этих оснований. В результате этого в щелочной среде увеличивается степень экстракции органических оснований.

Экстракция амфотерных соединений. К числу амфотерных соединений, имеющих токсикологическое значение, относятся вещества, в молекулах которых содержится аминный азот и фенольные группы (морфин, сальсолин и др.), а также соединения, содержащие аминный азот и карбоксильную группу (аминокислоты и др.). Эти соединения в зависимости от рН среды диссоциируют как основания (в кислой среде) и как кислоты (в щелочной среде). Экстракция амфотерных соединений зависит от рН среды, так как при изменении рН изменяется количество ионов и недиссоциированных молекул амфотерных соединений. Амфотерные соединения, находящиеся в молекулярном состоянии, экстрагируются органическими растворителями. Ионы амфотерных соединений хорошо гидратируются молекулами воды и почти не экстрагируются органическими растворителями.

Наибольшие количества амфотерных соединений экстрагируются при рН, соответствующем изоэлектрической точке этих веществ. Это объясняется тем, что в изоэлектрической точке молекулы амфотерных соединений не имеют электрического заряда.

Концентрация - величина, характеризующая количественный состав раствора.

Концентрацией растворённого вещества называют отношение количества растворённого вещества или его массы к объёму раствора (моль/л, г/л), то есть это соотношение неоднородных величин.

Те величины, которые являются отношением однотипных величин (отношение массы растворённого вещества к массе раствора, отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора) правильно называть долями. Однако на практике для обоих видов выражения состава применяют термин концентрация и говорят о концентрации растворов.

Раствор - представляет собой однородную гомогенную систему, состоящую из двух и более веществ, одно из которых является растворителем, а другое – растворенным веществом. Раствор может быть насыщенным, т.е. содержать предельное количество растворенного вещества и находиться в состоянии подвижного равновесия.

Массовые доли – отношение массы растворенного вещества к массе раствора (если в процентах, то ∙ 100%).

Молярная концентрация – С М – число молей растворенного вещества в 1 литре раствора.

где V – объем (если в задаче не указан объем, то имеется в виду, что он равен 1 литру), М – молярная масса.

Нормальность (нормальная концентрация) - С н - число эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 литре раствора.

С н = , где 1экв. – эквивалент вещества (m э)

Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атома водорода или замещает такое его количество в химических реакциях; определенное количество граммов какого-либо вещества, численно равное его эквиваленту.

Эквивалентная масса = масса одного эквивалента.

Эквивалент вычисляется:

а) эквивалент кислоты равен её молярной массе, деленной на основность (число ионов водорода) кислоты.

б) эквивалент основания равен его молярной массе, деленной на кислотность (число гидроксильных групп) основания.

в) эквивалент соли равен её молярной массе, деленной на сумму зарядов образующих её катионов или анионов.

Закон эквивалента: все вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных количествах.

Для веществ;

С м1 ∙ V 1 = C n 2 ∙ V 2 для растворов;

Титр – масса вещества в 1 литре раствора.

Титр = =

Вспомним так же формулу:

m раствора = ρ ∙ V, где ρ – плотность вещества.

ρ(р-ра)=1,33г/мл

() =49%, или 0,49

Найти: C() Решение:

1. Чтобы перейти от массовой доли к молярной концентрации, надо рассчитать какую массу имеют 1000 мл раствора:

2. Вычислим массу в этом растворе:

3. Найдём сколько моль содержится в 651,7г:

4. Найдём молярную концентрацию ортофосфорной кислоты в растворе:

5. Найдем эквивалентную концентрацию ортофосфорной кислоты в растворе:

По формуле:

≈ 20 моль/л Ответ: () = 6,65 моль/л

() ≈ 20моль/л 4) Коллоидные растворы.

Коллоидные растворы – это высокодисперсные системы, где твердые частицы дисперсной фазы равномерно распределены в жидкой дисперсионной среде.

Строение коллоидных частиц (на примере AgI) – оно объясняет тот факт, что нерастворимое вещество, т.е. осадок, равномерно распределяется во всем объеме.

Обязательным условием получения коллоидного раствора является избыток одного из реагирующих веществ.

– ядро коллоидной частицы – ядром мицеллы всегда является нерастворимое соединение.

Потенциалопределяющие ионы – адсорбируются на поверхности ядра (ионы того вещества, которые находятся в избытке).

(Ag + + NO 3 -) – адсорбционный слой – это изменение концентрации вещества на границе раздела фаз.

NO 3 - – противо-ионы – заполняют противоионный и диффузный (подвижный) слои.

Мицелла электронейтральна, а твердая фаза всегда заряжена (ее заряд определяется по заряду потенциалопределяющих ионов).

Золи (нем. sole от лат. solutio - раствор) - это ультрамикрогетерогенные дисперсные системы, размер частиц которых лежит в пределе от 1 до 100 нм (10 −9 -10 −7 м).

В зависимости от дисперсионной среды золи бывают твердыми, аэрозолями (газообразная дисперсионная среда) и лиозолями (жидкая дисперсионная среда). В зависимости от природы среды лиозоли называют гидрозолями (вода), органозолями (органическая среда) или, более конкретно, алкозолями (спирты), этерозолями жиры и др. 3оли занимают промежуточное положение между истинными растворами и грубодисперсными системами (суспензиями, эмульсиями). Золи диффундируют медленнее, чем неорганические соли, обладают эффектом светорассеяния (Эффект Тиндаля).

Ni(OH – ядро коллоидной частицы

Потенциалопределяющие ионы

( + ) – адсорбционный слой

– противо-ионы

Ni(OH + + - твердая фаза

– диффузный слой 5) Реферат. Химия в строительстве.