Жидкие растворы

Тип работы:
Реферат
Предмет:
Химия


Узнать стоимость

Детальная информация о работе

Выдержка из работы

СПб ГИТМО (ТУ)

Кафедра: Фізичною хімії, волокнистої і інтегральної оптики.

Реферат

Рідкі растворы.

Студент: Тулякова М. 156гр.

Викладач: Успенська М. В.

Санкт- Петербург

2002г

Вступ 3

I. Визначення розчину. 4

II. Процес розчинення 5

III. Класифікації розчинів. 7

IV. Засоби виражальності складу розчинів 8

V. Розчинність. Залежність розчинності від температури. 10

VI. Теплоти розчинення і розведення. 12

VII. Давление пара розчинів. Склад пара розчинів. 13

VIII Неідеальні розчини. 15

IX. Активность і коефіцієнт активності. 16

X. Кристаллизация розчинів. 17

XI Кипіння розчинів. 18

XII Осмос. 18

Список літератури 20

Вступление

Розчини знаходять широке використання у найрізноманітніших галузях практики. Категорії розчинів належить і природний розчин води, і ті матеріали, як сиру нафту й різні нефтепродукты-бензины, гас, вазелін, парафін, мастила, рідкі сплави металів, розплавлені суміші силікатів суміші органічних розчинників, різні водноспиртовые суміші і др.

У другій половині уже минулого століття існувало дві протилежних точки зору процес розчинення. Для першої погляду характерно розгляд процесу розчинення як явища хімічного, на другому — як фізичного. У хімічних теоріях передбачалося, що розчинене речовина і розчинник хімічно взаємодіють між собою. З фізичної погляду розчин так можна трактувати, як що у газоподібному безпечному стані і застосовувати щодо нього закони кінетичної теорії газів. Кожна з цих теорій було розроблено та внесла свій внесок у створення сучасної теорії розчинів, у якій приймаються до уваги і хімічні, і обов’язкові фізичні факторы.

У розвитку вчення про розчинах видатна роль належить роботам Д.І. Менделєєва. Він розглядав розчини як несталі хімічні сполуки постійного складу, перебувають у стані часткової дисоціації. Цим було покладено початок хімічної теорії розчинів на противагу фізичним теоріям, игнорировавшим значення хімічного взаимодействия.

Загальною теорії розчинів — теорії, яка надавала можливість визначати властивості розчину по відомим властивостями компонентів в чистому стані людини і відомому складу розчину, — нині ще немає. Тільки для розчинів дуже розбавлених (в межі нескінченно розбавлених) вдалося ще 80-ті роки уже минулого століття створити початку кількісної теорії, котрий дає можливість визначати деякі властивості розчинів по відомої їх концентрації. У цих розчинах молекули розчиненої речовини роз'єднані друг від іншого велику кількість молекул розчинника. У результаті їхню взаємодію не проявляється у помітної степени.

Визначення раствора.

Розчини — однорідна багатокомпонентна система, що складається з розчинника, растворённых речовин і продуктів їх взаємодії, відносні числа яких можуть змінюватися в межах. Цей термін може ставитися до кожному агрегатному стану системи. По агрегатному стану розчини може бути рідкими (морська вода), газоподібними (суміші азоту з аміаком) чи твёрдыми (багато сплави металлов).

Газоподібні розчини зазвичай є суміші газів і рідше — розчини рідин чи твердих тіл в газах. Гази здатні змішуватися у усіх відношеннях не за жодних умов. При високих температур і тиску спостерігається неповне змішання газів із заснуванням двох газоподібних фаз, що у равновесии.

Тверді розчини утворюються кристалізації рідких розплавів або за розчиненні газів у твердих речовинах. Розрізняють тверді розчини заміщення, вживлення і вычитания.

Тверді розчини заміщення, утворювані за збереження структури кристалічною грати розчинника є поширеними. При освіті твердих розчинів заміщення в вузлах кристалічною грати даного речовини атоми, молекули і іони заміщуються частинками іншого речовини. Освіта таких розчинів можливо, якщо обидва речовини близькі по кристалічним властивостями і розмірам частинок. По наближеному правилу В. Юм- Розери тверді розчини заміщення утворюються у тому випадку, коли розміри двох частинок відрізняються лише на 14−15%. Стійкими є тверді розчини заміщення будь-якого состава.

Тверді розчини впровадження виходять шляхом упровадження частинок одного речовини в междоузлия кристалічною грати іншого речовини (розчинника). Розчини впровадження утворюються у тому випадку, коли розміри частинок упроваджуваного речовини менше розмірів частинок розчинника. Такі розчини часто виникають при розчиненні розчинів неметаллов в металах. При впровадження нових частинок в проміжки між атомами металу відбувається збільшення напруги в кристалічній решітці, у зв’язку з такі розчини утворюються порівняно редко.

Тверді розчини вирахування зустрічаються значно рідше. Вони виходять при випадання деяких атомів з кристалічною осередки, у зв’язку з ніж ці розчини іноді називаються твердими розчинами з дефектної решеткой.

Найчастіше зустрічаються рідкі розчини. У моєму рефераті йтиметься переважно про рідких растворах.

Розчини займають проміжне місце між хімічними сполуками і механічними сумішами. Однорідність розчинів зробила їх схожими з хімічними сполуками, як і на хімічне взаємодія між компонентами розчинів вказує виділення теплоти при розчиненні деяких речовин. Розчини від хімічних сполук тим, що склад взаємодіючих речовин може змінюватися в межах. У властивості розчину можна знайти багато властивостей компонентів його складових, що вирізняло механічних соединений.

Процес растворения

Процес розчинення кристала в рідини відбувається так. Коли кристал солі, наприклад, хлориду натрію потрапляє у воду, то распложенные з його поверхні іони притягають полярні молекули води (ион-дипольное взаємодія). До ионам натрію молекули притягуються своїми негативними полюсами, а до ионам хлору позитивними. Але якщо іони протягають себе молекули води, те й молекули води ваблять до собі іони. У той самий час притянутые молекули води відчувають поштовхи із боку непритянутых молекул води, що у тепловому русі. І цих поштовхів, а як і теплових коливань самих іонів цілком достатньо, щоб іон хлору чи натрію відокремився від кристала і перейшов у розчин. Після першим шаром іонів в розчин переходить наступний шар отже йде поступове розчинення кристала. Перейшли в розчин іони залишаються пов’язані з молекулами води та утворюють гідрати іонів. Гідратація — основною причиною дисоціації. Вона почасти утрудняє їх зворотне з'єднання (асоціацію). Під гидратацией зазвичай розуміють сукупність енергетичних процесів і структурні зміни, які у розчині при взаємодії частинок розчиненої речовини із жовтою водою. Шар частинок води, безпосередньо приєднаних до центральної частинки розчиненої речовини утворює навколо гдратную оболонку. Найменше молекул розчинника, яка утримувалась близько частки розчиненої речовини називається координатным числом гідратації. Координатне число визначити важко, воно залежить від природи розчиненої речовини і растворителя.

Доказом те, що компоненти розчину хімічно взаємодіють друг з одним, є такий факт, що чимало речовини виділяються з водних розчинів як кристалів, містять кристаллизованную воду — гідратів; причому кожну молекулу розчиненої речовини доводиться певне число молекул води. Зазвичай, гідрати — нестійкі сполуки, у багатьох випадках вони розкладаються вже за часів выпаривании розчинів. Але часом гідрати так міцні, що з виділенні розчиненої речовини з розчину вода входить до складу його кристалів. Речовини, до складу яких входять молекули води називаються кристаллогидратами, а у них вода — кристалізованої. Міцність зв’язок між гидратами і кристалізованої водою різна. Чимало їх ми втрачають кристаллизованную воду вже за часів кімнатної температурі, декому потрібно значне нагрівання, а від кристаллогидрата алюмінію, наприклад, вдасться видалити воду ніякими способами.

Склад кристаллогидратов прийнято зображати формулами, які показують, скільки кристалізованої води містить кристаллогидрат. Наприклад, кристаллогидрат сульфату натрію, у якому однією міль Na2SO4 10 молей води виражається формулою Na2SO4(10H2O.

Інакше протікає дисоціація молекул, які мають полярною зв’язком. Молекули води, притянувшиеся до кінців полярною молекули (диполь-дипольное взаємодія), викликають розбіжність її полюсів — поляризують молекулу. Така поляризація разом із колебательным рухом атомів у самій молекулі, а як і безладне теплове рух оточуючих її молекул води призводить до розпаду полярною молекули на іони. Як і разі розчинення кристала з іонної зв’язком ці іони гидрируются.

Гидрированные іони містять як постійне, і змінне кількість молекул води, на цю кількість залежить від концентрації та інших умов. Гідрат постійного складу утворює іон водню H+, вона називається іоном гидроксония. Іон гидроксония завдяки дуже маленьким розмірам має електростатичним полем великий электороотицательности. Він має електронної оболонки, та тому відчуває відштовхування від електронних оболонок інших атомів. Тож у розчинах іон гидроксония існує тільки у вигляді об'єднань з молекулами води. Найміцніший комплекс утворюється з одного молекулою води, що його ж оточують гідратної оболонкою з деяких інших молекул.

Класифікації растворов.

Є кілька способів класифікації розчинів. Так, базуючись розмірі електричної провідності, розрізняють розчини електролітів і неэлектролитов. Можна класифікувати розчини по агрегатному стану системи та тих частинок, із яких воно состоит.

Можлива класифікація розчину за кількістю розчиненої речовини в ньому присутнього. Якщо молекулярні чи іонні частки, распределённые в рідкому розчині, є у ньому стільки ж, що з даних умовах немає подальшого розчинення речовини, розчин називається насиченим. (Наприклад, якщо помістити 50 р NaCl м H2O, то, при 20єC розчиниться лише 36 р солі). Насиченим називається розчин, який перебуває у динамічній рівновазі з головою растворённого речовини. Помістивши м води при 20єC менше 36 р NaCl ми матимемо ненасичений розчин. При нагріванні суміші солі із жовтою водою до 100? C відбудеться розчинення 39,8 р NaCl м води. Якщо тепер видалити з розчину нерастворившуюся сіль, а розчин обережно остудити до 20єC, надлишок солі не завжди випадає в осад. І тут ми маємо справу з перенасиченим розчином. Перенасичені розчини дуже нестійкі. Помішування, струшування, додавання крупинок солі може викликати кристалізацію надлишку солі і у насичене стійке состояние.

З точки термодинаміки можна розрізняти ідеальні розчини і неідеальні (чи реальні). У ідеальних розчинах, яких реальні можуть лише наближатися, внутрішня енергія кожного компонента залежить від концентрації. Компоненти в ідеальному розчині змішуються, як ідеальні гази; передбачається, що сил взаємодії між частинками немає, і речовини змішуються без виділення чи поглинання теплоты.

Розчини, не задовольняють зазначеним умовам, належать до реальним розчинів. Чим менший концентрація розчину, то ближчий вона до ідеальному розчину. Розчини ізотопів одного елемента у іншому майже напевно підпорядковуються законам ідеальних розчинів. Однорідні суміші неполярных речовин (вуглеводнів) близькі до ідеальних розчинів попри всі концентраціях. Розчини полярних речовин, особливо електролітів, виявляють помітне відхилення від ідеальності вже за часів концентраціях, відповідальних мольной частці порядку однієї миллионной.

Засоби виражальності складу растворов

Будь-який розчин складається з розчинника і розчиненої речовини. У разі розчинів газів чи твердих речовин, у рідинах розчинником зазвичай вважається рідина, а розчиненим речовиною — розчинений газ чи тверде речовина, незалежно від своїх відносного кількісного змісту. Коли компоненти мають обмеженою смешиваемостью, то розчинником є той, поповнення якого до розчину можливе необмеженій кількості без порушення гомогенності. Якщо компоненти мають необмеженої розчинність, можна виділити два випадку. При значному відмінності змісту компонентів розчинником вважається речовина, яке у щодо більшій кількості. Поняття розчинник і розчинене речовина втрачають сенс, коли йдеться про сумішах з приблизно рівними чи близькими концентраціями компонентів. І тут склад розчину може виражатися в різний спосіб — як за допомогою безрозмірних одиниць — часткою чи відсотків, і через розмірні величини — концентрації. Насправді використовують понад десять способів висловлювання концентрації. Ось кілька нетаємних них: 1. Масова частка розчиненої вещества.

Ставлення маси розчиненої речовини B до масі растворителя.

[pic] чи [pic] 2. Мольная частка розчиненої вещества.

Ставлення кількості розчиненої речовини до сумарному кількості всіх речовин, складових розчин, включаючи растворитель

[pic] чи [pic]

Мольная частка свідчить про число молей даного речовини щодо одного молі розчину. Сума мольных часткою всіх складових речовин дорівнює единице: [pic] 3. Об'ємна частка розчиненої вещества:

Ставлення обсягу розчиненої речовини від суми обсягів речовини і растворителя.

[pic] чи [pic]

4. Молярная концентрація (чи молярность).

Визначається ставленням числа молей розчиненої речовини обсягу розчину, висловленому в літрів. Фізичний сенс молярной концентрації у тому, що вона свідчить про число молей речовини що міститься один літрі його раствора.

[pic] 5. Нормальна концентрація (чи нормальность).

Визначається ставленням числа еквівалентів розчиненої речовини B до обсягу розчину, висловленому в літрів. Фізичний сенс нормальної концентрації у тому, що вона свідчить про число еквівалентів розчиненої речовини, що міститься один літрі раствора.

[pic]

6. Моляльная концентрація (чи моляльность).

Визначається ставленням числа молей розчиненої речовини до масі розчинника. Фізичний сенс у тому, що вона показує, скільки молей речовини розчинене один кг (1000г) растворителя.

[pic]

Застосування тієї чи іншої мовлення концентрації залежить від вирішення конкретних практичних задач.

Розчинність. Залежність розчинності від температуры.

Розчинність називається здатність речовини розчинятися у цьому чи іншому розчиннику. Мірою розчинності речовини є його вміст у насиченому розчині. Якщо 100 р води розчиняється понад десять р речовини, то таку речовину називають добре розчинним. Якщо розчиняється менш 1 р речовини — речовина мало розчинно. Нарешті, речовина вважають практично нерастворимым, тоді як розчин переходить менш 0,01 р речовини. Абсолютно нерозчинних речовин не бывает.

Розчинення більшості твердих речовин, у рідинах супроводжується зазвичай поглинанням енергії. Це витратою значного кількості енергії на руйнація кристалічною грати твердого речовини. І тут розчинність твердих речовин збільшується зі зростанням температури. Але якщо розчинення супроводжується виділенням енергії, то розчинність зі зростанням температури знижується. Таке явище спостерігається при розчиненні у питній воді лугів, солей літію, магнію, алюминия.

Теоретично поки не можна обчислити точно величину розчинності даного речовини у певному розчиннику. Подібність у хімічній природі двох речовин побільшує їхні взаємну розчинність. Багато рідини виявляють спроможність до необмеженої взаємної розчинності. Так бензол і толуолу, вода і етиловий спирт можуть змішуватися друг з одним у різноманітних відносинах. Рідини з обмеженою взаємної розчинність утворюють расслаивающиеся системи. Принаймні підвищення температури взаємна розчинність збільшується, і тоді рідини повністю змішуються, створюючи однорідну масу. Температура, коли він настає змішування, називається критичної температурою змішання. Розчинення газів у воді представляє собою экзотермический прес. Тому розчинність газів на підвищення температури зменшується. Проте розчинення газів у органічних рідинах супроводжується поглинанням теплоти. Це походить від того енергія межмолекулярного взаємодії між молекулами розчинника і розчинної речовини більше, ніж енергія тяжіння між молекулами газу і розчинника в растворе.

Насправді розчинність речовини виражається величиною, званої коефіцієнтом розчинності. Коефіцієнт розчинності показує масу речовини, насыщаемую при даної температурі 100 грамів растворителя.

Розчинність деяких речовин, у воді представленій у таблиці |Речовина |Розчинність: маса речовини (р) м води при | | |температурах | | |00C |100C |200C |400C |600C |800C |1000C | |SO2 |22,83|16,21 |11,29 |5,41 |3,2 |2,1 |- | |NH3 |89,7 |68,3 |52,9 |31,6 |16,8 |6,5 |0 | |CuSO4 |14,3 |17,4 |20,7 |28,5 |40,0 |55,0 |75,4 | |K2SO4 |7,35 |9,22 |11,11 |14,76 |18,17 |21,4 |24,1 | |Al2(SO4)3 |31,2 |33,5 |36,4 |45,7 |59,2 |73,1 |89,0 | |NaCl |35,7 |35,8 |36,0 |36,6 |37,3 |38,4 |39,8 | |NH4Cl |29,4 |33,3 |37,2 |45,2 |55,2 |65,6 |77,3 | |KNO3 |13,3 |20,9 |31,6 |63,9 |110,0 |169 |243 | |KNO2 |278,8|- |298,4 |334,9 |350 |376 |412,9 |

Теплоти розчинення і разбавления.

Зміна энтальпии під час переходу твердого, рідкого чи газоподібного речовини в розчин називається теплотою чи энтальпией розчинення. Эндотермические реакції характеризуються позитивним зміною энтальпии, а экзотермические — негативним. Энтальпией розчинення називають зміна энтальпии при розчиненні 1 міль речовини у певному кількості чистого розчинника. Процес розчинення у термохимии зазвичай висловлюють термохимическим рівнянням, наприклад процес розчинення a міль Pb (NO3)2 в b міль води, можна уявити уравнением:

[pic]

Теплота розчинення залежить від концентрації отриманого розчину і південь від температуры.

Особливо цікаві перша і повна теплоти розчинення. Першої теплотою розчинення називається зміна энтальпии при розчиненні 1 міль речовини в нескінченно велику кількість розчинника. Внаслідок цього процесу утворюється нескінченно розведений розчин. Цілковитою теплотою розчинення називається зміна энтальпии при розчиненні 1 міль речовини стільки ж чистого розчинника, яку слід для освіти насиченого раствора.

Тепловий ефект взаємодії розчину даної концентрації із чистим розчинником називається энтальпией розведення чи розведення. Якщо розчин, у якому 1 міль розчиненої речовини, розбавляється від даної концентрації до певної кінцевої (не нескінченно малої) концентрації, то парниковий ефект парниковий ефект називається проміжної теплотою разбавления.

Тиск пара розчинів. Склад пара растворов.

Тиск насиченого пара є дуже важливою властивістю розчинів. З його величиною безпосередньо пов’язані багато властивостей розчинів. Припустимо, що пару застосовні закони ідеальних газів. Скористаємося спрощеної схемою випаровування. Розчиняючи дуже багато будь-якого речовини в даному розчиннику, ми знижуємо концентрацію молекул справи до одиниці обсягу й зменшуємо цим число молекул, вылетающих в одиницю часу з рідкої фази в газоподібну. Через війну рівновагу між рідиною і пором встановлюється при меншою концентрації розчину, тобто. при меншому його тиску. Отже, тиск насиченого пара розчинника над розчином, має бути завжди менше, ніж над чистим розчинником. При цьому зниження тиску пара буде, то більше вписувалося що більше концентрація розчиненої речовини в розчині. З цього випливає закон Генрі, який можна сформулювати уравнением:

[pic], где

[pic] p — парціальний тиск k — константа Генри

Закон Генрі таке: Парціальний тиск пара розчиненої речовини пропорційно його концентрації в растворе.

При NA=1 парціальний тиск пара pA є тиск насиченого даного компонента у вільному стані [pic]. Отже k=[pic] і рівність приймає вид:

[pic]

Концентрація розчиненої речовини в розчині при вираженні їх у мольных частках цієї речовини NA пов’язані з концентрацією розчинника как

NA+ NB =1. Підставляючи цей вислів до закону Генрі получим:

[pic] (

[pic]

Різниця ([pic]) називається зниженням тиску насиченого пара, а ставлення [pic] -відносним зниженням тиску насиченого пара.

Відповідно до Закону Рауля: Відносне зниження тиску насиченого пара розчинника над розчином одно мольной частці речовини в растворе

Якщо графічно зобразити залежність тиску пара кожного речовини двухкомпонентной суміші з його мольной частки, повчитися є пряма лінія. Нехай дано речовини Проте й У. Окреслимо їх мольные частки NA і NB. За законом Рауля маємо: pA=[pic]* NA, pB=[pic]* NВ де p0 є тиск пара чистого речовини. Це суть рівняння прямих, якби вісях відкладено тиску пара і мольные доли.

Для загального тиску пара розчину це означає рівність: p=[pic]* NA + [pic]* NВ

Ця лінійна залежність ускладнюється якщо розрив між компонентами суміші діють сили тяжіння, і її змальовується не прямий, а кривою линией

Якщо обидва компонента розчину в чистому стані летучі, то пар буде утримувати обидва компонента. Проте відносне зміст компонентів в парах у випадку надто відрізнятиметься від відносного вмісту їх у рідинах. Для найпростіших систем легко встановити співвідношення між складами розчину і кілька, рівноважного з нею. Тільки b системі, компоненти якою володіють однаковим тиском пара в чистому стані, склад пара над розчином дорівнює складу розчину. А в інших випадках склад пара різниться від складу розчину і тих більшою мірою, що більше різняться тиску пара над чистими компонентами. У найпростіших системах в парах завжди переважає проти рідиною той із компонентів, який має великим тиском пара в чистому состоянии.

У кількісної формі співвідношень між складом пара і рідини можуть бути виведені таким шляхом. Означимо через NA' і NB' мольные частки компонентів в парах, причому NA'=[pic] і NB'=[pic]

Користуючись законом Рауля легко отримати, що p=[pic], а користуючись вираженням p=[pic] отримуємо, що [pic]=[pic]

Для систем, у яких залежність тиску пара від складу нелінійна, немає загальної висловлювання, у такому простей формі який зв’язує склади пара і розчину. Залежність складу пара від складу розчину і спільного тиску характеризується законом, відкритим Д. И. Коноваловым і які мають його ім'я. Закон Коновалова характеризує співвідношень між складами рівноважних рідин і кілька і вплив додавання тієї чи іншої компонента на загальне тиск пара. Він формулюється так: а) Підвищення відносного змісту компонента в рідкої фазі завжди викликає збільшення відносного змісту його й побачив парах. b) У подвійний системі пар, проти що знаходиться в ним саме в рівновазі рідиною, щодо більш багатшими із компонентів, поповнення якого до системи підвищує загальне тиск пара, тобто. знижує температуру кипіння суміші при даному давлении.

Введемо в розчин з цих двох речовин якесь нове речовина. Загалом разі це хімічна речовина розподілиться між обома речовинами в розчині, пропорційно своєї розчинності у кожному їх. Звідси втікає закон розподілу, за яким речовина, здатне розчинятися у двох несмешивающихся розчинниках, розподіляється з-поміж них отже ставлення його концентрацій у тих розчинниках при постійної температурі залишається постійним, незалежно від загальної кількості розчиненої вещества.

[pic] де С1B і С2B — концентрації розчиненої речовини у першому та другому растворителях;

KD (B) — константа розподілу речовини B між двома рідкими несмешивающимися фазами.

Неідеальні растворы.

Реальні розчини в переважну більшість не підпорядковуються законам ідеальних розчинів. Дуже чимало їх не підпорядковуються, наприклад, закону Рауля, причому відомі як позитивні, і негативні відхилення. Якщо тиск пара над реальним розчином більше, ніж над ідеальним такого ж складу, то відхилення від ухвалення закону Рауля називають позитивними, і якщо менше, то негативними. Знак й розмір відхилення залежить від природи розчинника і розчиненої речовини. Якщо молекули одного компонента сильніше притягуються друг до друга, ніж до молекул іншого компонента, то парциальные тиску пара над сумішшю більше вирахуваних. Якщо ж частки різних компонентів притягуються друг до друга сильніше, ніж частки однієї й тієї ж компонента, то парциальные тиску менше вычисленных.

У реальних розчинах взаємодії між однорідними і різнорідними молекулами різні. Якщо розчин утворюється з приватних компонентів Проте й У, то зміна потенційної енергії при освіті розчину равно:

(U=[pic], где

UA-A, UB-B і UA-B — середні потенційні енергії взаємодії між однорідними і різнорідними молекулами відповідно, якщо (U=0, то розчин ідеальний. Ідеальні розчини попри всі концентраціях і температурах підпорядковуються закону Рауля.

Активність і коефіцієнт активности.

Зблизька термодинамічних властивостей розчинів прийнято користуватися отношением

[pic]

Ця величина називається активністю і в розчині. Відповідно до рівнянню [pic]отношение[pic] одно мольной концентрації даного компонента в розчині. Активність є допоміжну розрахункову термодинамічну функцію, що характеризує ступінь зв’язаності молекул компонента. При освіті даним компонентом в розчині яких- нибудь сполук його активність дедалі менше і, навпаки, активність зростає при зменшенні ступеня асоціації компонента. Активність дає можливість судити про відхилення властивостей даного компонента у цьому чи іншому розчині від властивостей в найпростішому розчині за тієї ж мольной концентрації компонента. Активність залежить від виду та концентрації кожного з деяких інших компонентів. розчину. Вона залежить також від температури і зажадав від тиску, але залежить від мовлення концентрації. Хімічний потенціал даного компонента в розчині пов’язують із активністю соотношением:

[pic]

Замість активності нерідко користуються величиною коефіцієнта активності, (. Він дорівнює відношенню активності до концентрації (=[pic]. Коефіцієнт активності характеризує ступінь відхилення властивостей аналізованого компонента у цьому розчині з його властивостей у відповідній найпростішому розчині. У сильно нашпигованою розчині коефіцієнт активності дорівнює одиниці. Чим більше концентрований розчин, то більше вписувалося відрізняється активність від концентрации.

Кристалізація растворов.

Розчин, на відміну чистої рідини не твердне повністю при однієї температурі. Кристали починають виділятися при одній температурі. Принаймні зниження температури кількість їх зростає, поки весь розчин не отвердеет. Температурою початку кристалізації називають температуру, при якої при охолодженні розчину починається освіту кристалів. Не розглядаючи тут систем, у яких відбувається освіту твердих розчинів, можна сказати, що температурою початку кристалізації називається температура, коли він кристали розчинника перебувають у рівновазі з розчином даного речовини. Досвід свідчить, що розведений розчин замерзає за нормальної температури дешевше, ніж чистий розчинник. Таке зміна температури можна як загальне правило. Для характеристики температури замерзання розчину введена величина «зниження температури замерзання» (T 3. Вона визначено як різницю між температурами замерзання чистого розчинника і раствора:

(T3=[pic].

Зниження температури замерзання пропорційно концентрації розчиненої речовини в растворе.

(T=K*c

Коефіцієнт K називається молярным зниженням температури замерзання чи криоскопической постійної. До = [pic], где

[pic]-температура замерзання розчинника lпл — питома теплота плавления

Кипіння растворов.

Коли дивитися на розчини нелетучего речовини в летючих розчинниках, то температура кипіння таких розчинів завжди вище температури кипіння чистого розчинника. Підвищення температури кипіння тим більше, що стоїть концентрація розчину. І на розбавлених розчинів може бути вважати пропорційним концентрації. Для розчинів температури кипіння є як високими, ніж для чистого розчинника і різницю між ними

(Ткип = T стосів — [pic] тим більшої, що стоїть концентрація розчинів. Підвищення температури кипіння пропорційно концентрації раствора.

(T стосів = Е*с

Коефіцієнт пропорційності Є є постійною. Він називається молярным підвищення кипіння чи эбуллиоскопической постійної. Є = [pic], де [pic] - температура кипіння чистого розчинника lисп — питома теплота його испарения

Осмос.

Розчин є гомогенну систему. Усі частки розчиненої речовини перебувають у безладному тепловому русі рівномірно розподілені з усього обсягу раствора.

Якщо розмістити у посудину концентрований розчин будь-якого речовини, наприклад, цукру, а поверх його обережно налити шар більш розведеного розчину цукру, то спочатку цукор і вода розподіляться обсягом розчину нерівномірно. Але через час молекули цукру й води знову рівномірно розподілятися з усього обсягу рідини. Це відбувається оскільки молекули цукру, безладно рухаючись проникають що з концентрованого розчину в розведений, й у напрямку, але причому у протягом будь-якого проміжку часу з концентрованого розчину перетворюється на розведений розчин більше молекул, ніж із розведеного в концентрований. Так само поводяться і молекули води. Отже виникає спрямоване рух молекул цукру із концентрованого розчину в розведений, а води — з розведеного розчину в концентрований. Такий мимовільний процес переміщення речовини, що призводить до вирівнювання його концентрації, називається дифузією. Коли концентрація розчину у всій її обсязі вирівнюється, дифузія припиняється. У розглянутий разі частки розчинника і розчиненої речовини дифундують в протилежних напрямах. Такий процес називається двосторонньої чи зустрічної дифузією. Але інший випадок, як між речовинами помістити перегородку, якою розчинник проходити може, а розчин немає. Одностороннє дифузія речовини через таку перегородку називається осмосом.

Візьмемо два судини, розташовані як іншому. Нехай дно внутрішнього судини зроблено з полунепроницаемого матеріалу. Зовнішнє посудину наповнимо водою, тоді як у внутрішній помістимо водний розчин, наприклад цукру на воді. Розглянемо процес, яке у приладі, що складається з цих двох судин. З зовнішнього судини вода проходитиме в внутрішній і підніматися по трубці, з'єднаної з внутрішнім посудиною. У цьому підвищується гідростатичний тиск, під яким перебуває розчин у внутрішньому посудині. Нарешті при деякою висоті стовпа рідини її підйом припинитися. Тиск, який відповідає такому рівноваги може бути кількісної характеристикою осмосу і називається осмотическим тиском. Отже осмотическое тиск одно тому тиску, яку треба прикласти до розчину, аби навести їх у рівновагу із чистим розчинником, відокремленим від цього полунепроницаемой перегородкою. Описаний метод дає можливість вимірювати осмотическое тиск. Досвідчені дані дозволяють встановити, що у досить розбавлених розчинах осмотическое тиск (прямо пропорційно концентрації розчиненої вещества:

(=KС

Порівняння осмотического тиску одним і тієї ж розчинів в різних температурах свідчить, що осмотическое тиск змінюється прямопропорционально абсолютної температуре.

(=СRT, де R — універсальна газова постоянная.

Це рівняння формою збігаються з рівнянням стану ідеального газу, оскільки зв’язок між концентрацією і обсягом виражається, як С=[pic]. Таким чином осмотическое тиск одно тому газовому тиску, яким мало розчин, якби, перебувають у газоподібному стані за тієї ж температурі, займав б усю обсяг, який займає розчин. Цього закону називається законом Вант-Гоффа

1. В.А. Кірєєв «Курс фізичної химии», М. 1975 2. Н. Л. Глинка «Загальна хімія», М. 2000 3. М. К. Дей, Д. Селбин «Теоретична неорганічна хімія», М. 1971 4. Л. А. Николаев «Спільна й неорганічна хімія» М. 1974 5. К. С. Краснов «Фізична хімія» М. 2001

----------------------- [pic] залежність розчинності газів від температуры

. [pic] залежність розчинності рідин від температуры

а) [pic][pic]

Двукомпонентная система з а) отрицательным відхиленням закону Рауля в) положительным відхиленням закону Рауля

ПоказатьСвернуть
Заполнить форму текущей работой