Основные характеристики растворов

Существование абсолютно чистых веществ невозможно – всякое вещество обязательно содержит примеси, или, иными словами, всякая гомогенная система многокомпонентна. Если имеющиеся в веществе примеси в пределах точности описания системы не оказывают влияния на изучаемые свойства, можно считать систему однокомпонентной; в противном случае гомогенную систему считают раствором.

Раствор – гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, состав которой может непрерывно изменяться в некоторых пределах без скачкообразного изменения её свойств.

Раствор может иметь любое агрегатное состояние; соответственно их разделяют на твердые, жидкие и газообразные (последние обычно называют газовыми смесями). Обычно компоненты раствора разделяют на растворитель и растворенное вещество. Как правило, растворителем считают компонент, присутствующий в растворе в преобладающем количестве либо компонент, кристаллизующийся первым при охлаждении раствора; если одним из компонентов раствора является жидкое в чистом виде вещество, а остальными – твердые вещества либо газы, то растворителем считают жидкость. С термодинамической точки зрения это деление компонентов раствора не имеет смысла и носит поэтому условный характер. Как правило, процессы растворения сопровождаются изменением объема и температуры. Например, при смешении равных объемов этилового спиртаиводыобъем смеси меньше суммы объемов компонентов (это явление называется контракцией).

Одной из важнейших характеристик раствора является его состав, описываемый с помощью понятия концентрация раствора. Ниже дается определение наиболее распространенных способов выражения концентрации и формулы для пересчета одних концентраций в другие: Если для разрушения структуры вещества необходимо больше теплоты, чем ее образуется при гидратации, то растворение - эндотермический процесс. Это происходит, например, при растворении в воде NаNОз, KCl, K₂S0₄, NH₄Cl и др.

При работе с растворами необходимо знать их количественный состав. Количественный состав растворов выражается различными способами:

1. Массовая доля ω–число граммов растворенного вещества в 100 граммах раствора.Например, форма записи «раствор NaCl с массовой долейω(NaCl) = 25%» означает, что 25 г NaClсодержится в 100 г раствора. Масса воды в нем равна 75 г

Массовая доля растворенного вещества ω(Х) - безразмерная величина, равная отношению массы вещества m(Х) к массе раствора m(р-ра):

ω(Х) = (1)

m(р-ра) = m(Х) + m(растворителя).

Массовую долю выражают в долях единицы или в процентах.

.

2. Молярная концентрацияС(X)– число молейnрастворенного вещества в одном литре раствора. Молярная концентрация равна отношению химического количества растворенного вещества (п(Х), моль) к объему раствора (V, л):

С(Х) = (2)

Химическое количество вещества выражается соотношением

n(Х) = (3)

где m(Х) - масса вещества Х, г; М(Х) - молярная масса вещества Х, г/моль.

Подставляя формулу (3) в (2), получаем

С(Х)= (4)

(5)

Если известна масса т и плотность ρ раствора, то его объем V

V= ρ m(р-ра) (5)

Молярная концентрация выражается в моль/л или вмоль/дм³ (эта размерность часто обозначается М). Например: 2 М NaOH или C(NaOH) = 2 моль/л. Данная форма записи означает, что 2 моля NaOH содержится в 1 л раствора.

3. Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация) С(X) – число молей эквивалентов растворенного вещества n_экв. в одном литре раствора.

Молярная концентрация эквивалента равна отношению химического количества вещества эквивалента n(X) или (n_эквX) к объёму раствора V(л):

С(Х)=(4)

Молярная концентрация эквивалента выражается в моль/л или моль/дм³ (часто обозначается н.). Например: 2 н. Na₂SO₄ или С( Na₂SO₄) = 2 моль/л. Данная форма записи означает, что 2 моль эквивалента Na₂SO₄ содержится в 1 л раствора.

Если взаимодействуют растворы веществ с известными нормальными концентрациями, то в точке эквивалентности справедливы соотношения:

n((Х)) =n((Y));

С((Х))V(X) = С((Y))V(Y).

4..Моляльная концентрация b – число молей растворенного вещества в одном килограмме растворителя.

b (X) = =

где n(X) – число молей вещества X; m – масса вещества Х; М – молярная масса вещества Х; m(р-ля) –массарастворителя , кг. Измеряют моляльность в моль/кг.

5. Мольная доля χ–это отношение количества компонента, содержащегося в данной системе ( в молях), к общему количеству веществ в системе ( в молях). Выражают в долях единицы или процентах

(Х) = ,

где n(Х) количество вещества Х в растворе, моль;n_i– количество вещества каждого компонента раствора, моль. Для двухкомпонентного раствора=n(Х) +n(S), гдеn(S) – количество вещества растворителяS. Мольная доля также выражается в долях единицы или процентах. Сумма массовых (мольных) долей всех компонентов раствора равна 1.

6 Очень часто в аналитической химии используют такой способ выражения концентраций раствора как титр: определяется числом граммов растворённого вещества в 1 мл раствора. Титрованные, или стандартные растворы – это растворы с точно известным содержанием вещества. Без таких растворов невозможно представить проведение химического анализа.

Пример 1.Найти молярную концентрацию раствора с массовой долей 15%H₂SO₄и плотностью1,10 г/мл.

Решение.

Пусть V_р-ра = 1 л = 1000 мл.

1. Найдем массу 1 л раствора:

m _р-ра = _р-ра  V_р-ра = 1,10 г/мл  1000 мл = 1100 г.

2. Найдем массу H₂SO₄ в 1 л раствора:

m(H₂SO₄) =   m _р-ра = 0,15  1100 = 165 г.

3. Найдем молярную концентрацию:

С _HSO = == 1,68 моль/л.

Пример 2. Сколько миллилитров 30%-ного раствора HCl (плотность 1,150 г/мл) нужно для приготовления 1 л 0,1 н. раствора HCl?

Решение.

1. Найдем массу соляной кислоты, которая должна содержаться в приготовленном растворе:

m(HCl) = C(HCl)  M(HCl)  V_р-ра,

где M(HCl) = 1  M(HCl) = 36,5 г/моль.

m(HCl) = 0,1  36,5  1 = 3,65 г.

2. Поскольку раствор готовят разбавлением водой 30%-го раствора, то такая же масса HCl должна содержаться в 30%-м растворе. Найдем массу 30%-го раствора, содержащую 3,65 г HCl:

(HCl) =  m_р-ра = == 12,167 г.

3. Найдем объем 30%-го раствора:

V = == 10,58 мл.

Пример 3. Сколько граммов Na₂SO₄  10H₂O надо растворить в 800 г воды, чтобы получить раствор с массовой долей Na₂SO₄ 10%?

Решение.

Обозначим массу кристаллогидрата за х:

m(Na₂SO₄  H₂O) = х(г), тогда

(Na₂SO₄) = == 0,1.

Выразим массу Na₂SO₄, содержащуюся в х г кристаллогидрата, используя молярные массы М(Na₂SO₄) = 142 г/моль М_{NaSO  HO} = = 142 + 180 = 322 г/моль.

322 г Na₂SO₄  H₂O содержат 142 г Na₂SO₄,

х г Na₂SO₄  H₂O содержат m г Na₂SO₄ m(Na₂SO₄) = .

Подставим m(Na₂SO₄) в выражение для  и найдем х:

(Na₂SO₄) = = 0,1;

142  х = 0,1  322  (800 + х) = 25 760 + 32,2х;

109,8х = 25 760, х = 234,6.

m(Na₂SO₄  H₂O) = 234,6 г.

Пример 4. Сколько граммов СаСО₃ выпадет в осадок, если к 800 мл 0,5 н. раствора СаСl₂ прибавить избыток раствора соды?

Решение. При сливании растворов СаСl₂и соды (Nа₂СО₃) протекает реакция обмена: СаСl₂+Nа₂СО₃= СаСО₃+ 2NaCl.

Для решения задачи будем использовать закон эквивалентов: при взаимодействии количества веществ эквивалентов разных веществ одинаковы, т.е.

n(СаСО₃) = C(СаСl₂)  V_р-ра = 0,5  0,8 = 0,4 моль.

Найдем массу СаСО₃, МСаСО₃ =  100 г/моль:

m(СаСО₃) = n(СаСО₃)  МСаСО₃ = 0,4   100 = 20 г.

V = == 10,58 мл.

Концентрация компонента в растворе может изменяться от нуля до некоторого максимального значения, называемого растворимостью компонента. Растворимость S – концентрация компонента в насыщенном растворе. Насыщенный раствор – раствор, находящийся в равновесии с растворенным веществом. Величина растворимости характеризует равновесие между двумя фазами, поэтому на неё влияют все факторы, смещающие это равновесие (в соответствии с принципом Ле Шателье ).

Образование раствора является сложным физико-химическим процессом. Процесс растворения всегда сопровождается увеличением энтропии системы; при образовании растворов часто имеет место выделение либо поглощение теплоты. Количество тепла, поглощаемого или выделяемого при растворении 1 молявещества, называетсятеплотой растворения(∆Hs). При растворении твердого вещества происходит разрушениекристаллической решетки. На это требуется затрата энергии. Однако многие процессы растворения протекают с выделением тепла, т.е. эти процессы являются экзотермическими. (∆Hs<0). Поэтому можно предположить, что наряду с разрушением кристаллической решетки протекает экзотермический процесс. Было показано, что этим процессом являетсясольватация, т.е. соединение молекул растворенного вещества в неустойчивые соединения –сольваты. Когда растворителем является вода, то эти соединения называются гидратами, а процесс –гидратацией. Поскольку молекула воды оченьполярна, то многие гидраты весьма устойчивы и могут быть выделены в кристаллическом состоянии (кристаллогидраты), например CuSO₄∙5H₂O – медный купорос, Na₂CO₃∙10H₂O – кристаллическая содаи др.

В общем случае при растворении происходит изменение свойств и растворителя, и растворенного вещества, что обусловлено взаимодействием частиц между собой по различным типам взаимодействия: Ван-дер-Ваальсового (во всех случаях), ион-дипольного (в растворах электролитов в полярных растворителях), специфических взаимодействий (образование водородных или донорно-акцепторных связей). Учет всех этих взаимодействий представляет собой очень сложную задачу. Очевидно, что чем больше концентрация раствора, тем интенсивнее взаимодействие частиц, тем сложнее структура раствора. Поэтому количественная теория разработана только для идеальных растворов, единственной движущей силой образования такого раствора является увеличение энтропии системы ΔS; какие-либо тепловые или объемные эффекты при растворении отсутствуют (ΔН = 0, ΔV = 0. К идеальным можно отнести газовые растворы и растворы неполярных жидкостей, в которых энергия взаимодействия разнородных частиц E_A-B близка к энергиям взаимодействия одинаковых частиц E_A-A и E_B-B. Идеальными можно считать также бесконечно разбавленные растворы, в которых можно пренебречь взаимодействием частиц растворителя и растворенного вещества между собой. Свойства таких растворов зависят только от концентрации растворенного вещества, но не зависят от его природы.