Растворы Общие свойства растворов Раствор

Растворы

Общие свойства растворов § § Раствор - это гомогенная система, состоящая из двух или более веществ, содержание которых можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности. По своему агрегатному состоянию растворы могут быть твердыми, жидкими или газообразными. Так, воздух – это газообразный раствор, гомогенная смесь газов; морская вода – жидкий раствор, смесь твердого (соль) и жидкого (вода) веществ, образующих одну жидкую фазу; латунь – твердый раствор, смесь двух твердых веществ (меди и цинка), образующих одну твердую фазу. Смесь бензина и воды не является раствором, поскольку эти жидкости не растворяются друг в друге, оставаясь в виде двух жидких фаз с границей раздела. Основные понятия. Два вещества, растворяющиеся друг в друге в любых пропорциях с образованием истинных растворов, называют полностью взаиморастворимыми. Такими веществами являются все газы, многие жидкости (например, этиловый спирт – вода, глицерин – вода, бензол – бензин), некоторые твердые вещества (например, серебро – золото). Для получения твердых растворов необходимо сначала расплавить исходные вещества, затем смешать их и дать затвердеть. При их полной взаиморастворимости образуется одна твердая фаза; если же растворимость частичная, то в образовавшемся твердом веществе сохраняются мелкие кристаллы одного из исходных компонентов.

§ Если два компонента образуют одну фазу при смешивании только в определенных пропорциях, а в других случаях возникают две фазы, то они называются частично взаиморастворимыми. Таковы, например, вода и бензол: истинные растворы получаются из них только при добавлении незначительного количества воды к большому объему бензола или незначительного количества бензола к большому объему воды. Если же смешать равные количества воды и бензола, то образуется двухфазная жидкая система. Нижний ее слой – это вода с небольшим количеством бензола, а верхний – бензол с малой примесью воды. Известны также вещества, совсем не растворяющиеся одно в другом, например, вода и ртуть. § Всякая жидкость начинает кипеть при той температуре, при которой давление ее насыщенного пара достигает величины внешнего давления. Например, вода под давлением 101, 3 к. Па кипит при 100º С потому, что при этой температуре давление водяного пара как раз равно 101, 3 к. Па. Если же растворить в воде какое-нибудь нелетучее вещество, то давление ее пара понизится. Чтобы довести давление пара полученного раствора до 101, 3 к. Па, нужно нагреть раствор выше 100º С. Отсюда следует, что температура кипения раствора всегда выше температуры кипения чистого растворителя. Аналогично объясняется и понижение температуры замерзания растворов.

§ Закон Рауля. В 1887 французский физик Ф. Рауль, изучая растворы различных нелетучих жидкостей и твердых веществ, установил закон, связывающий понижение давления пара над разбавленными растворами неэлектролитов с концентрацией: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества. Из закона Рауля следует, что повышение температуры кипения или понижение температуры замерзания разбавленного раствора по сравнению с чистым растворителем пропорционально молярной концентрации (или мольной доле) растворенного вещества и может быть использовано для определения его молекулярной массы. § Раствор, поведение которого подчиняется закону Рауля, называется идеальным. Наиболее близки к идеальным растворы неполярных газов и жидкостей (молекулы которых не меняют ориентации в электрическом поле). В этом случае теплота растворения равна нулю, а свойства растворов можно прямо предсказать, зная свойства исходных компонентов и пропорции, в которых они смешиваются. Для реальных растворов сделать такое предсказание нельзя. При образовании реальных растворов обычно выделяется или поглощается тепло. Процессы с выделением тепла называются экзотермическими, а с поглощением – эндотермическими.

§ Те характеристики раствора, которые зависят в основном от его концентрации (числа молекул растворенного вещества на единицу объема или массы растворителя), а не от природы растворенного вещества, называют коллигативными. Например, температура кипения чистой воды при нормальном атмосферном давлении равна 100º С, а температура кипения раствора, содержащего 1 моль растворенного (недиссоциирующего) вещества в 1000 г воды, составляет уже 100, 52º С независимо от природы этого вещества. Если же вещество диссоциирует, образуя ионы, то температура кипения увеличивается пропорционально росту общего числа частиц растворенного вещества, которое благодаря диссоциации превышает число молекул вещества, добавленных в раствор. Другими важными коллигативными величинами являются температура замерзания раствора, осмотическое давление и парциальное давление паров растворителя.

Способы выражения концентрации раствора Состав растворов обычно передается содержанием в нем растворенного вещества в виде массовой доли или молярной концентрации.

Массовая доля w. В растворенного вещества В – это отношение его массы m. В к массе раствора m(р): w. В = m. В / m(р), где m(р) = m. В + m(Н 2 О). Единица массовой доли вещества в растворе – доля от единицы или от 100%. Например, если в 100 г раствора находится 1 г KBr, то w(KBr) = 0, 01 (1%). Такой раствор называют однопроцентным (1%-ный раствор KBr). Для приготовления 100 г 1%-ного раствора некоторой соли надо взять 1 г этой соли и 99 г воды. Плотность воды при комнатной температуре принимают равной 1 г/мл, поэтому удобнее отмерять 99 мл воды и добавить 1 г соли.

Молярная концентрация См растворённого вещества В – это отношение количества этого вещества n. В к объему раствора V(р): См = n. В / V(р) Единица молярной концентрации вещества в растворе: моль/л. Например, если в 1 л раствора содержится 1 моль KBr, то с(KBr) = 1 моль/л. Такой раствор называют одномолярным и обозначают 1 М. Аналогичным образом записи 0, 1 М; 0, 01 М и 0, 001 М означают деци-, санти- и миллимолярный раствор. Для приготовления 1 л 1 М раствора KBr необходимо взять навеску соли с количеством вещества 1 моль (то есть 119 г), растворить ее в воде объемом, например, 0, 8 л (то есть обязательно меньше 1 л) и затем довести объем раствора до 1 л добавлением воды. Объем раствора V(р) при данной температуре связан с массой раствора m(р) и его плотностью (ρ) следующим образом: m(р) = ρ · V(р). Например, 100 г некоторого раствора с плотностью 1, 074 г/мл (1074 г/мл) имеет объем 93, 1 мл (0, 0931 л).

Нормальность раствора обозначает число эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора. Эквивалентной массой вещества называется масса одного эквивалента вещества в г. Для сложных веществ – это количество вещества, соответствующее прямо или косвенно при химических превращениях 1 грамму водорода или 8 граммам кислорода. Э основания = М основания / число замещаемых в реакции гидроксильных групп Э кислоты = М кислоты / число замещаемых в реакции атомов водорода Э соли = М соли / произведение числа катионов на его заряд

Пример Вычислите значение эквивалентной массы серной кислоты, гидроксида кальция и сульфата алюминия. Э (H 2 SO 4)= М (H 2 SO 4) / 2 = 98 / 2 = 49 г Э (Ca(OH)2) = М (Ca(OH)2) / 2 = 74 / 2 = 37 г Э (Al 2(SO 4)3)= М (Al 2(SO 4)3) / (2 • 3) = 342 / 6= 57 г Величины нормальности обозначают буквой Н. Например, децинормальный раствор серной кислоты обозначают 0, 1 Н раствор H 2 SO 4. Так как нормальность может быть определена только для данной реакции, то в разных реакциях величина нормальности одного и того же раствора может оказаться неодинаковой. Так, одномолярный раствор H 2 SO 4 будет однонормальным, когда он предназначается для реакции со щёлочью с образованием гидросульфата Na. HSO 4, и двухнормальным в реакции с образованием Na 2 SO 4.

Насыщенные и пересыщенные растворы При растворении твердого вещества в воде сначала образуется ненасыщенный раствор, в котором возможно растворение следующих порций до тех пор, пока вещество не перестанет переходить в раствор и часть его не останется в виде осадка на дне стакана. При этом образуется насыщенный раствор: между веществом в насыщенном растворе и тем же веществом в осадке устанавливается состояние гетерогенного равновесия. Частицы растворённого вещества переходят из осадка в раствор и обратно; при этом состав насыщенного раствора остается постоянным при T - const. Иногда приготовление раствора в особых условиях (осторожное охлаждение горячего ненасыщенного раствора) ведет не к насыщенному раствору (с осадком), а к пересыщенному раствору. Такой раствор обычно неустойчив – при введении «затравки» (кристаллика вещества) избыточное количество растворяемого вещества выпадает в осадок, и раствор становится насыщенным.

Разбавленные и концентрированные растворы Растворы, которые содержат малое количество растворенного вещества, часто называют разбавленными растворами, а растворы с высоким содержанием растворенного вещества – концентрированными. Так, 1%-ный и 0, 1 М растворы бромида калия KBr – это разбавленные растворы, а 32%-ный и 4, 3 М растворы KBr – это концентрированные растворы. Очевидно, что концентрированные растворы могут образовать только хорошо растворимые вещества, а разбавленные растворы - вещества с любой растворимостью. В лабораторной практике часто приходится готовить разбавленный раствор вещества B с массовой долей w. B′ и массой m. B′ из концентрированного раствора того же вещества (с характеристиками w. B″ и массой m. B″). Масса растворенного вещества при разбавлении не изменяется: m. B= w. B′ ·m(р)′ = w. B″ ·m(р)″ Масса добавленной воды равна m(добавленной H 2 O)= m(р)′ -m(р)″

Растворимость веществ Содержание вещества в насыщенном растворе при T - const количественно характеризует растворимость этого вещества. Обычно растворимость выражается массой растворенного вещества, приходящейся на 100 г воды. Эта величина - коэффициент растворимости (например, 65, 2 г KBr / 100 г H 2 O при 20 °С). Следовательно, если 70 г твердого бромида калия внести в 100 г воды при 20 °С, то 65, 2 г соли перейдет в раствор (который будет насыщенным), а 4, 8 г твердого бромида калия (избыток) останется на дне стакана. Содержание растворённого вещества в насыщенном растворе равно, в ненасыщенном растворе меньше и пересыщенном больше его растворимости при данной температуре. Растворимость твердых веществ обычно увеличивается с ростом температуры (KBr, Na. Cl) и лишь для некоторых веществ (Ca. SO 4, Li 2 CO 3) наблюдается обратное. Растворимость газов при повышении температуры падает, а при повышении давления растет, например, при давлении 1 атм растворимость аммиака составляет 52, 6 (20 °С) и 15, 4 г / 100 г H 2 O (80 °С), а при 20 °С и 9 атм она равна 93, 5 г / 100 г H 2 O. Качественная характеристика растворимости различных веществ при комнатной температуре приводится в таблице растворимости, количественная характеристика - в справочных таблицах по значениям растворимости.

p. H раствора Величина p. H используется для характеристики кислотности раствора. Если концентрация ионов водорода равна [H +], то p. H = -lg [H +] В чистой воде [H +] = [OH ‾] = 10 ‾ 7 В кислых растворах [H +] > [OH ‾ ] и p. H < 7 В щелочных растворах [H +] < [OH ‾] и p. H > 7 Для точного определения значения p. H растворов используют сложную смесь нескольких индикаторов, нанесенную на фильтровальную бумагу (так называемый «Универсальный индикатор Кольтгоффа» ). Полоску индикаторной бумаги обмакивают в исследуемый раствор, кладут на белую непромокаемую подложку и быстро сравнивают окраску полоски с эталонной шкалой для p. H.