19. Концентрація розчинів. Методи вираження концентрації розчинів

Концентрацією розчину називають фізичну величину, що показує яка кількість речовини або яка маса речовини міститься в одиниці об'єму розчину:

 або 

де n -кількість моль розчиненої речовини, m - маса розчиненої речовини, V - об'єм розчину.

В системі СІ концентація вимірюється в моль/м³ або кг/м³; кратні одиниці вимірювання - моль/л (скорочено позначають М, наприклад, 1М - одномолярний розчин -такий, що містить 1 моль розчиненої речовини в 1 літрі розчину); г/см³ - титр розчину.

Для вираження кількісного складу розчину існують також інші величини:

• масова частка: відношення маси розчиненої речовини до маси розчину;

• молярна частка: відношення кількості молів розчиненої речовини до загальної кількості молів речовин у розчині;

• об'ємна частка:відношення об'єму розчиненої речовини до об'єму розчину - останній, як правило, не дорівнює сумі об'ємів компонентів;

• моляльність: відношення кількості молів розчиненої речовин до маси розчинника вираженої в кг(показує скільки молів розчиненої речовини міститься в одному кілограмі розчинника).

Мольні долі – дозволяють дізнатись мольну долю розчиненої речовини в розчині й мольну долю розчинника в розчині. А – розчинена речовина; В – розчинник; N(A) – кількість молей розчиненої речовини в розчині; N(В) – кількість молей розчинника в розчині; N(А)+ N(В) – загальна кількість молей у розчині.

C =N(A)/(N(A)+N(B))*100% N=m/M C = N(B)/(N(A)+N(B))*100%

Процентна концентрація (масові долі) – указує скільки грамів розчиненої речовини міститься в 100 г розчину:

W=m(речовини)/m(розчину)*100% Титр - відношення маси розчиненої речовини до об'єму розчинника:

20. Осмос. Осмотичний тиск. Закони Вант-Гоффа та Рауля

О́смос — спонтанний перехід, однобічна дифузія через напівпроникну перегородку (мембрану), яка відокремлює розчин від чистого розчинника або розчину меншої концентрації. Зумовлений прагненням системи до термодинамічної рівноваги і вирівнювання концентрацій розчину з обох боків мембрани. Характеризується осмотичним тиском, що дорівнює надлишковому зовнішньому тискові, який треба докласти з боку розчину, щоб припинити осмос. Відіграє важливу роль у фізіологічних процесах, використовується при дослідженні полімерів, біологічних структур.

Осмоти́чний ти́ск (або дифу́зний ти́ск) — термодинамічний параметр, що характеризує прагнення розчину понизити свою концентрацію при зіткненні з чистим розчинником внаслідок зустрічної дифузії молекул розчинника та розчиненої речовини.

Якщо розчин відділений від чистого розчинника напівпроникною мембраною, то можлива лише одностороння дифузія — осмотичне всмоктування розчинника крізь мембрану в розчин. У цьому випадку осмотичний тиск стає доступною для прямого вимірювання величиною, що дорівнює надлишковому тиску, що треба прикласти з боку розчину для вирівнювання кількості розчинника з обох боків напівпроникної мембрани при осмотичній рівновазі. Осмотичний тиск зумовлений зниженням хімічного потенціалу розчинника в присутності розчиненої речовини.

Тенденція системи вирівнювати хімічні потенціали у всіх частинах свого об'єму та переходити до стану з нижчим рівнем вільної енергії викликає осмотичний (дифузійний) перенос речовин.

Осмотичний тиск в ідеальних та сильно розбавлених розчинах не залежить від природи розчинника та розчинених речовин; при постійній температурі він визначається тільки числом «кінетичних елементів» — іонів, молекул, асоціатів або колоїдних часток — в одиниці об'єму розчину.

Перші виміри осмотичного тиску провів В. Пфефер у 1877 році, досліджуючи водні розчини очеретяного цукру. Його дані дозволили Я. Г. Вант-Гоффувстановити (у 1887 р.) залежність осмотичного тиску від концентрації розчиненої речовини, яка збігаєтся за формою з законом Бойля-Маріотта дляідеальних газів. Виявилось, що осмотичний тиск чисельно дорівнює тиску, який би завдавала розчинена речовина, якщо б вона при даній температурі знаходилось в стані ідеального газу та займала об'єм, що дорівнює об'єму розчину.

Для дуже розбавлених розчинів недисоціюючих речовин знайдена закономірність, що досить точно описується рівнянням:

де   — число молей речовини в розчині об'єму V; R — універсальна газова стала; Т — абсолютна температура (в Кельвінах), p — величина осмотичного тиску.

У випадку дисоціації речовини в розчині на іони в праву частину рівняння вводиться множник і > 1, що називається коефіцієнтом Вант-Гоффа і відповідає кількості кінетично-активних елементів в розчині; при асоціації розчиненої речовини і < 1. Так, наприклад, хлорид кальцію CaCl₂ при розчиненні дисоціює на три іони, тож для обчислення кількості осмотично-активних кінетичних елементів (в молях) кількість цієї речовини треба помножити на три; отже в даному випадку і = 3.

Осмотичний тиск реального розчину ( ) завжди менший, ніж ідеального (p«), причому відношення р' / р» = g, що називається осмотичним коефіцієнтом, зростає при збільшенні концентрації.

Розчини з однаковим осмотичним тиском називаються ізотонічними або ізоосмотичними. Так, різноманітні кровезамісники та фізіологічні розчини ізотонічні відносно серединних рідин організму. Для всіх хребетних тварин (в тому числі і людини) ізотонічним відносно рідин їхнього організму є 0,9 % розчин солі (NaCl) у воді.

Якщо один розчин порівняно з іншим має більш високий осмотичний тиск, його називають гіпертонічним, а якщо менший осмотичний тиск — гіпотонічним.

Правило Вант-Гоффа — емпіричне правило, яке дозволяє в першому наближенні оцінити вплив температури на швидкість протікання хімічної реакції в невеликому температурному інтервалі (зазвичай від 0 °C до 100 °C). Я. Г. Вант-Гофф на основі багатьох експериментів сформулював наступне правило:

При збільшенні температури на кожні 10 градусів константа швидкості гомогенної елементарної реакції збільшується в два-чотири рази.

Правило описується наступним рівнянням:

де   - швидкість реакції при температурі  ,   — швидкість реакції при температурі  , y — температурний коефіцієнт швидкості реакції (якщо він, наприклад, дорівнює 2, то швидкість реакції буде збільшуватись в 2 рази при збільшенні температури на 10 градусів).

Правило Вант-Гоффа має обмежену область застосування. Багато реакцій йому не підкоряються, наприклад реакції, що відбуваються при високих температурах, дуже швидкі та дуже повільні реакції. Правилу Вант-Гоффа також не підкоряються реакції, в яких беруть участь великі молекули, наприклад білки в біологічних системах. Температурну залежність швидкості реакції більш коректно описує рівняння Арреніуса.

З рівняння Вант-Гоффа температурний коефіцієнт вираховується за формулою:

Зако́н Рау́ля (рос. закон Рауля; англ. Raoult’s law; нім. Raoultsches Gesetz n) — парціальні тиски р_і пари кожного з компонентів ідеального розчину при постійній температурі є пропорційними до молярних часток цих компонентів в рідкій фазі  :

,

де   — пружність пари чистого розчинника.

Залежність зниження тиску пари розчинів від їхньої концентрації виражається першим законом Рауля (1887р.): відносне зниження тиску насиченої пари над розчином прямопропорційне мольній частці розчиненої речовини.

Другий закон Рауля: підвищення температури кипіння, або зниження температури замерзання розчину прямопропорційне молярній концентрації розчиненої речовини. Коефіцієнти пропорційності називають відповідно ебуліоскопічна і кріоскопічна сталі. Значення коефіцієнтів залежать лише від природи розчинника.