Способи вираження складу розчинів.
Для кількісного опису складу розчину часто вживають величини: масова частка розчиненої речовини й молярність розчину. Окрім цих, є й менш популярні способи: мольна частка, моляльність, нормальність, титр, об’ємна частка тощо. Способів вираження концентрації досить багато, тому що в цій ролі можна використати відношення якої-небудь величини, що характеризує розчинену речовину (маса, об’єм, кількість речовини), до величини, що характеризує розчин або розчинник. Ми наводимо опис найбільш популярних величин.
Масова частка розчиненої речовини (ω) — це величина, що дорівнює відношенню маси розчиненої речовини до маси розчину.
Масова частка — величина безрозмірна й зазвичай виражається у відсотках.
Мольна частка (χ) — це величина, що дорівнює відношенню кількості розчиненої речовини до сумарної кількості речовини розчинника та розчиненої речовини.
Молярність розчину (С) — це величина, що дорівнює відношенню кількості розчиненої речовини до об’єму розчину.
Одиниця виміру молярності розчину — моль/л. Позначається С = 1 моль/л; С = 0,02 моль/л або С = 1 М; С = 0,02 М. Молярність розчину часто називають також молярною концентрацією.
Моляльність розчину (Сm або m) — це величина, що дорівнює відношенню кількості розчиненої речовини до маси розчинника, вираженої в кілограмах.
Одиниця виміру моляльності розчину — моль/кг або моль/1000г. Моляльність розчинів не залежить від температури розчину, на відміну від молярності чи нормальності, тому що маса розчинника (або розчину), на відміну від об’єму, не залежить від температури навколишнього середовища. Завдяки цьому такий спосіб вираження концентрації розчинів дуже часто використовують при дослідженнях в області фізичної хімії, особливо в тих, де необхідно досліджувати температурні залежності.
У зв’язку з кількісним описом складу розчину також часто вживають терміни концентрований та розведений розчин. Поняття концентрований та розведений розчин не має жодної кількісної характеристики. Найчастіше розчин, в якому менше 10% розчиненої речовини, називають розведеним, а якщо більше 50% — концентрованим.
Фізичні властивості розчинів неелектролітів. Осмос. Осмотичний тиск. Закон Вант-Гоффа. Роль осмотичного тиску в життєдіяльності рослин і тварин.
Найважливішими властивостями розчинів є тиск пари над розчином, температура кипіння та кристалізації, осмотичний тиск. Кількісне описання цих властивостей було зроблено для дуже розведених (ідеальних) розчинів ученими, які створили фізичну теорію розчинів. Ідеальним вважається розчин, в якому енергія взаємодії між молекулами розчиненої речовини та молекулами розчинника однакова. У середовищі ідеального розчину молекули розчиненої речовини розподіляються подібно до ідеального газу. Ідеальний розчин утворюється без теплового ефекту (АН = 0), без зміни об'єму (АУ= 0) компонентів, які змішуються. Рушійною силою утворення ідеального розчину є зростання ентропії (А£ > 0). Властивості ідеальних розчинів не залежать від природи розчиненої речовини, а визначаються лише концентрацією. Близькі до ідеальних дуже розведені розчини.
Зниження тиску пари над розчином
Тиск насиченої пари, яка знаходиться у рівновазі з рідиною, для кожної температури величина стала. З підвищенням температури тиск пари зростає.
Якщо до рівноважної системи рідина ;—» пара додати нелетку речовину, то внаслідок утворення розчину концентрація вільних молекул розчинника зменшиться. Система вийде із стану рівноваги. Згідно з принципом Ле Шательє у системі виникає процес, який прагне збільшити концентрацію розчинника — конденсація (перетворення пари на рідину). Нова рівновага встановиться при більш низькому тиску насиченої пари. Таким чином, тиск пари над розчином завжди нижчий за тиск насиченої пари над чистим розчинником при сталій температурі. Це зниження буде тим значніше, чим більша концентрація розчину.
Залежність між зниженням тиску пари над розведеним розчином неелектроліту та концентрацією розчиненої речовини встановлена Раулем (1887), її називають першим законом Рауля.
Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином пропорційне мольній частці розчиненої речовини. Відносним зниженням тиску пари називають відношення:
170
р - р Р0 ,
де р — тиск насиченої пари чистого розчинника; р — тиск насиченої пари над розчином при тій самій температурі. Різницю р — р = Ар називають зниженням тиску насиченої пари. Математичним виразом першого закону Рауля є рівняння:
= ЖБ або = ЖБ.
Оскільки 1\£ = Па + Па , то -р = Па + п^ . Це рівняння виконується
лише для дуже розведених розчинів, коли мольна частка розчиненої речовини являє собою малу величину (ЖБ = 0,01). При дуже малій величині ЖБ («0) мольна частка розчинника ЖА = 1, тоді р1 = р0ЖА, тобто тиск насиченої пари над розчином дорівнює добутку його тиску над чистим розчинником на мольну частку розчинника.
Підвищення температури кипіння та зниження температури кристалізації розчину
Будь-яка чиста речовина плавиться, кипить та кристалізується при певній температурі. Так, вода за нормальних умов (101,325 кПа) кипить при 100 °С та замерзає при 0 °С. Температура кипіння та кристалізації розчину знаходиться у прямій залежності від величини тиску пари. Рідина починає кипіти, коли тиск її насиченої пари дорівнює зовнішньому тиску.
Зниження тиску пари розчинника внаслідок розчинення в ньому нелеткої речовини потребує підвищення температури кипіння розчину для відновлення порушеної рівноваги рідина , - пара. Це буде досягнуто при деякій температурі і'. Для водного розчину і' > 100°. Цим пояснюється той факт, що температура кипіння розчину нелеткої речовини вища за температуру кипіння чистого розчинника.
З іншого боку будь-яка рідина замерзає при тій температурі, при якій вона має такий тиск пари, як і тверді кристали цієї рідини. Зниженням тиску пари розчинника над розчином пояснюється більш низька температура замерзання розчину порівняно з чистим розчинником.
Різниця між температурами кипіння розчину Ґкип та чистого розчинника ікип називають підвищенням температури кипіння:
Аґ = Ґ - ґ .
кип кип кип
Різниця між температурами кристалізації розчину £' крис2 та чистого розчинника £крис2 називають зниженням температури кристалізації:
171
Дґ = Ґ - ґ .
крист крист крист
Рауль дослідним шляхом встановив, що для розведених розчинів неелектролітів підвищення температури кипіння та зниження температури кристалізації пропорційні моляльній концентрації розчину (другий закон Рауля). Математичний вираз цього закону має вигляд:
Дґ = БС ,
кип пг
Дґ = КС ,
крист
де Б і К — відповідно ебуліоскопічна та кріоскопічна константи розчинника: С ш — моляльна концентрація розчину, що дорівнює:
с = т ■ 1000
ш м ■ т .
Значення моляльної концентрації підставляють в рівняння другого закону Рауля і одержують:
_ Е ■ т ■ 1000
ДґКип м■ т ,
_ К ■ т ■ 1000
крист м ■ т '
де т та М — маса та молекулярна маса розчиненої речовини; ш1 — маса розчинника в грамах. Якщо моляльна концентрація розчину дорівнює одиниці, то Дґ = Д а Дґ = К. Отже ебуліоскопічна
кип крист
та кріоскопічна сталі показують підвищення температури кипіння, або зниження температури замерзання одномоляльного розчину порівняно з температурами кипіння та замерзання чистого розчинника. Ебуліоскопічна та кріоскопічна сталі залежать від природи розчинника та не залежать від природи розчиненої речовини. Значення ебуліоскопічних та кріоскопічних сталих для деяких речовин наведені в таблиці 13.
Таблиця 13
Значення ебуліоскопічних та кріоскопічних констант деяких речовин
Розчинник |
/■ , °С крист' |
|
ґ , °С кип' |
|
|
назва |
формула |
К |
Е |
||
Вода |
Н2О |
0 |
1,86 |
100 |
0,52 |
Бензол |
|
5,5 |
5,1 |
80,2 |
2,57 |
Оцтова кислота |
СН3СООН |
16,55 |
3,9 |
118,5 |
3,1 |
Фенол |
С,Н-ОН 6 5 |
41 |
7,3 |
182,1 |
3,6 |
Анілін |
6 5 2 |
-5,96 |
5,87 |
114,8 |
2,6 |
Етанол |
СН3СН2ОН |
— |
— |
78,4 |
1,16 |
172
На вимірюванні температур кипіння та замерзання розчинів засновані ебуліоскопічний та кріоскопічний методи визначення молекулярних мас нелетких речовин. Обидва методи широко застосовують в хімії, оскільки використовуючи різні розчинники, визначають молекулярні маси різних речовин.
Осмотичний тиск
Процес розчинення пов'язаний з дифузією — самоплинним розподілом частинок розчиненої речовини у середовищі розчинника. Причиною дифузії є безладний тепловий рух частинок. У розчинах молекули розчиненої речовини від області з більшою концентрацією поступово переходять в область чистого розчинника або в область з меншою концентрацією того самого розчину. Одночасно молекули розчинника будуть проникати (дифундувати) в об'єм розчину з більшою концентрацією. Результатом такої двобічної дифузії буде вирівнювання концентрації розчиненої речовини в усьому об'ємі розчину.
Картина суттєво зміниться, якщо стикаються два розчини (наприклад, цукру в воді) різної концентрації, відділені один від одного напівпроникною перегородкою (мембраною), яка здатна пропускати молекули розчинника, але перешкоджає проходженню молекул розчиненої речовини.
Нехай розчин 1 має меншу концентрацію, ніж розчин 2 (С1 < < С2). Оскільки концентрація розчинника вища у менш концентрованому розчині, то його молекули з розчину 1 крізь напівпроникну мембрану будуть переходити у розчин 2. Дійсно, розчинник може проникати крізь мембрану в двох напрямках, але швидкість його проходження з розчину 1 в розчин 2 буде більшою, ніж у зворотному напрямку. Внаслідок такого переходу рівень розчину 1 буде знижуватися, а розчину 2 — підвищуватися (рис. 35 пунктирні лінії).
Такий процес однобічної дифузії через напівпроникну мембрану називають осмосом.
Перехід розчинника з розчину 1 у розчин 2 приведе до одночасного зростання концентрації С1 та зменшення концентрації С2, тобто концентрації будуть вирівнюватися. Рівновага встановлюється при С1 = С2 та осмос припиняється тоді, коли через мембрану Рис. 35. Зміна концентрації
в обох напрямках за одиницю часу про- речовини внаслідок осмосу
І емКрана
------ |
|
0^ |
^о2 |
173
ходить однакова кількість розчинника. Тиск, який відповідає такій рівновазі, служить кількісною характеристикою явища осмосу. Його називають осмотичним тиском. Осмотичним тиском називають тиск, який необхідно надати до розчину, щоб осмос припинився. Осмотичний тиск вимірюють за допомогою приладу, який називають осмометром (рис. 36).
Очевидно, коли концентрація розчину дорівнює нулю, то і осмотичний тиск дорів- ^ нює нулю. В міру збільшення концентрації розчину зростає різниця у швидкості переходу води через мембрану в різних напрямках і, відповідно, зростає осмотичний тиск.
На основі експериментальних даних Я. Вант-Гофф (1887) довів можливість використання газових законів до розведених розчинів неелектролітів. Схожість у поведінці розведених розчинів неелектролітів і ідеальних газів проявляється у вигляді закону: осмотичний тиск розведеного розчину дорівнює тому газовому тиску, який мала б розчинена речовина, якби вона при тій же температурі знаходилася в газоподібному стані і займала об'єм, рівний об'єму розчину.
Для кількісної характеристики осмотичного тиску він використав рівняння газово- 1 го стану рУ = пЯТ. Якщо газовий тиск р 2 — замінити на осмотичний тиск п, то пу = пЯТ,
де п — осмотичний тиск, кПа; У— об'єм розчину, л; п — кількість розчиненого неелектроліта, моль; Я — універсальна газова стала; Т — абсолютна температура, К.
Якщо перенести Уу праву частину рівняння, то
Рис. 36. Схема приладу для визначення осмотичного тиску:
— посудина з водою;
- посудина з напівпроникними стінками;
3 — трубка
де — — молярна концентрація розчину, моль/л. Оскільки = С, то
залежність осмотичного тиску від концентрації і температури виражається співвідношенням:
п = CRT.
Це рівняння дозволяє визначати молекулярну масу розчиненої речовини за величиною осмотичного тиску:
С=
MV
/І
m
174
тоді я = М ЯТ.
Величина осмотичного тиску залежить від концентрації розчину і його температури, але не залежить від природи розчиненої речовини та природи розчинника.
Закон Вант-Гоффа використовують для будь-яких розведених розчинів неелектролітів. У концентрованих розчинах і у розчинах електролітів спостерігається відхилення від закону Вант-Гоффа.
Явище осмосу відіграє важливу роль у життєдіяльності рослин і тварин. Оболонки клітин —це мембрани, через які легко проходять молекули води, але вони майже непроникні для речовин, які розчинені у внутрішньоклітинній рідині. Проникаючи у клітини, вода створює в них надлишковий тиск, який підтримує клітини в напруженому стані (явище тургора). При випарюванні води об'єм внутрішньоклітинної рідини зменшується, оболонки клітин зморщуються (явище плазмолізу). Стійка величина осмотичного тиску в живих організмах лежить в основі процесу всмоктування, виділення вологи, заспокоєння спраги. У клітинах організмів тварин і людини спеціальні біологічні механізми підтримують сталий осмотичний тиск (близько 0,8 Мпа). Необхідність сталості осмотичного тиску в клітинах організму людини зумовлює те, що розчини деяких ліків для внутрішньовенного введення приготовляють не на дистильованій воді, а на розчині хлориду натрію з масовою часткою 0,9 \% (фізіологічний розчин), який має такий самий осмотичний тиск, як і плазма крові.
Розчини з однаковим осмотичним тиском називають ізотонічними. Розчини, у рівних об'ємах яких міститься однакова кількість розчиненої речовини, називають еквімолярними. Згідно з законом Вант-Гоффа, усі еквімолярні розчини неелектролітів при даній температурі — ізотонічні. Більш концентровані розчини по відношенню до менш концентрованих називають гіпертонічними, а більш розбавлені — гіпотонічними.
Закон Вант-Гоффа дозволяє визначати молекулярні маси деяких речовин (нелетких неелектролітів).
Приклад. Осмотичний тиск розчину, в 100 мл якого міститься 5 г гемоглобіну при 27 °С, дорівнює 1,82 кПа. Визначте відносну молекулярну масу гемоглобіну.
Знаходять молярну концентрацію даного розчину за законом Вант-Гоффа:
182
см = = 8зГзоо = 0,00073 моль. Вміст гемоглобіну в 1000 мл розчину дорівнює 5 • 1000 / 100 = 50 г. Знаходять молекулярну масу гемоглобіну:
50 г — 0,00073 моль
х г — 1 моль М = 68500.
175