Способы выражения концентрации растворов.Стр 1 из 2Следующая ⇒
Системы «растворитель-растворенное вещество» гомогенные микрогетерогенные гетерогенные 10-10 10-9 10-8 10-7 ,м(размер) истинные коллоидные суспензии, эмульсии растворы механические смеси В зависимости от агрегатного состояния:
Растворитель(условно)- компонент раствора, концентрация которого выше, чем у других и который не меняет своего фазового состояния при образовании раствора
В зависимости от природы растворителя
Способы выражения концентрации растворов.
[моль/л, моль/дм3, моль/м3] 2.
[моль/л, моль/дм3, моль/м3] Пример: CМ (Н2SО4) = 2 моль/л Э (Н2SО4) = 1/2 Н2SО4Þ f(Н2SО4) = ½ СН = = 4 моль/л
[г/мл, г/см3] 4.Массовая доля вещества, w:
(доли или ´100%) r - плотность раствора [г /мл, г/см3]
Растворение- DGрастворения < 0 Þ самопроизвольный, обратимый процесс. растворение А(к) А(р-р) кристаллизация Насыщенный раствор - в данных условиях дальнейшее самопроизвольное растворение невозможно: DGрастворения = 0, Jрастворения = Jвыделения. Ненасыщенный раствор - самопроизвольное растворение вещества еще возможно: DGрастворения < 0, Jрастворения > Jвыделения. Пересыщенный раствор –содержание растворенного вещества больше, чем в насыщенном растворе – неустойчивое состояние. Растворимость зависит от: · природы вещества и растворителя, · давления газа над раствором (если растворяемое вещество газ), · от температуры: с температуры растворимость а) большинства твердых веществ , б) газообразных веществ Ср Cp CO2 O2 N2 N2 t,0C давление
Растворение - физико-химический процесс. Ранее – физическая теория образования растворов: механическое диспергирование за счет сил диффузии. Д.И.Менделеев – физико-химическая теория растворов (гидратная (сольватная) теория растворов). : взаимодействие растворенного вещества и растворителя Растворение NaClк в Н2О:
Три стадии процесса растворения: 1) процесс ионизации -разрушение связей: NaClк Na+(г) + Cl-(г) ; DНион > 0; DSион > 0 2)процесс сольватации (гидратации)- взаимодействие растворителя с растворяющимся веществом с образованием - сольватов (гидратов): N Na+(г) + aq Na+ ×aq (р-р) Cl-(г) + aq Cl- ×aq (р-р) DНсольв < 0; DSсольв < 0 3) распределение (диффузия) по объему сольватов (гидратов): DНдифф > 0 , DSдифф > 0 – (величины существенно меньше 1 и 2 ст.) DНР = DНион + DНсольв + DНдифф; DSР = DSион + DSсольв + DSдифф; DН0298NaCl = 335кДж Þ DНион - доминирует DS0298NaCl = 142 кДж/К Þ большое значение - хорошая растворимость DG0298раств= -8,8 кДж/моль NaCl Þ т.к. DНр > 0 Þ с Т Þ раст-ть увеличивается.
Растворимость LiFк Û Li+(р-р) +F-(р-р) DН0298LiF > 0 - DНион - доминирует DS0298LiF = -33 кДж/К Þ DG0298раств > 0 Þ LiF -малорастворимая соль
· eсли в H2O растворяются г или жÞ DНион < DНсольв Þ DНр < 0. · Если растворяются к Þ DНион > DНсольв Þ DНр > 0
Cвойства растворов зависят от: 1) числа растворенных частиц (концентрации); 2) энергии взаимодействия молекул растворенного вещества друг с другом; 3) энергии взаимодействия молекул растворенного вещества и растворителя. Если п.2,3 – малы – раствор идеальный Þ его свойства зависят только от концентрации (разбавленные растворы неэлектролитов – сахар в воде) C концентрации раствора Þ отклонения от законов идеальных растворов из-за взаимодействиями между частицами раствора. Вместо концентрации (с) - активность (а).
g - коэффициент активности, учитывает все виды взаимодействия частиц в растворе. g - вычисляют по экспериментальным данным (температурам кипения, замерзания и др.) g- безразмерная величина.
Электролитическая диссоциация: (впервые Сванте Аррениус – 1886г)
NaClк + H2O Na+×aq + Cl-×aq гидратированные ионы NaClк H2O Na+ + Cl- DНдисс> 0 –эндотерм.пр. Электролиты: степень диссоциации a:
со- исходная концентрация электролита a- зависит от: 1)природы растворенного вещества: a(СН3СООН) < a(НСl) 2) природы растворителя: Þ чем e Þ F Þ легче рвется связь под действием полярных молекул растворителя. e (Н2О) = 81 3) температуры: с Т Þ a 4) концентрации раствора: с концентрацииÞ a 5) введения одноименного иона: СН3СООН Û СН3СОО- + Н+ СН3СООNH4 СН3СОО- + NH4+ равновесие смещается влево, т.е. a .
a < 3% - слабые электролиты – плохо распадаются на ионы; 3% < a < 30% - средние электролиты; a > 30% - сильные электролиты – практически нацело распадаются на ионы.
Процесс диссоциации - обратим Диссоциация слабой кислоты: НА Û Н+ + А-
g = 1 (взаимодействие слабое) Þ с =g ×а =а
; [H+] – равновесная концентрация
Диссоциации слабого основания: RОН Û R+ + ОН- Диссоциация комплексного иона: [Cu(NH3)4]2+ Û Cu2+ + 4NH3
КД зависит от: · природы диссоциирующего вещества и растворителя; · температуры. С Т Þ КД , т.к. DНдисс> 0. КД - не зависит от концентрации раствора К25д - таблица КД < 10-10 –очень слабые электролиты КД = (10-5 – 10-9) – слабые электролиты КД = (10-2-10-4) – средней силы электролиты КД > 10-1 – сильные электролиты
Диссоциация муравьиной кислоты: НСООН Û НСОО- + Н+. со - исходная концентрация кислоты a - степень диссоциации,
©2015 arhivinfo.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.
|