Лабораторна робота № 6 розчини. Закони ідеальних розчинів.

Розчинами називають гомогеннi системи змiнного складу, якi знаходяться у станi хiмiчної рiвноваги (ΔG = 0). Процес розчинення вiдбувається самодовiльно (ΔG < 0).

Способи вираження концентрацiй розчинiв

Позначимо маси компонентiв g_i г; їх суму åg_i; кiлькiсть молей компонентiв n_i; їх суму ån_i ; молярнi маси M_i, г/моль; об’єм розчину V, л; еквiвалентну масу M_Еi , г/моль.

1. Масова доля ω_i - вiдношення маси речовини до маси розчину. Якщо масова доля виражена в процентах, її називають масовими процентами, або процентною концентрацiєю:

Процентна концентрацiя чисельно дорiвнює кiлькостi грамiв речовини в 100 г розчину.

2. Мольна доля N_i – вiдношення числа молей речовини до суми числа молей всiх компонентiв:

де

3. Молярна концентрацiя, або молярнiсть, дорiвнює числу молей розчиненоϊ речовини в 1 л розчину:

Розчини з молярнiстю 1 і 0,1… моль/л називаються одномолярними, децимолярними i т.п. Скорочено записують так: 1M розчин NaOH, 0,1M розчин HCl тощо.

4. Молярна концентрацiя еквiвалентiв (нормальнiсть) С_Nі – число еквiвалентiв речовини (n_Еі = g / M_Еі ) в одному лiтрi розчину.

Розчини, якi мiстять в 1 л 1; 0,1… еквiвалента розчиненої речовини, називаються однонормальними, децинормальними вiдповiдно.

Згiдно з законом еквiвалентiв, речовини реагують без залишку, якщо C_NIV_I = C_N2V₂. Це вiдношення використовується в об’ємному аналiзi, тобто при визначеннi концентрацiї речовини вимiрюванням об’єму реагуючих речовин.

5. Моляльнiсть, або моляльна концентрацiя - C_mi (m_i)_, n_i - число молей речовини в 1кг розчинника:

де g – маса розчинника, г; 1000 - коефіцієнт перерахунку г у кг.

6. Титр розчину по речовині (Т_і) дорiвнює масi речовини, яка мiститься в 1 мл розчину:

Можна записати:

де r – густина розчину, г/мл, а w виражена у відсотках.

Приклад 1. Розрахувати титр, нормальнiсть, моляльнiсть, мольну долю i молярну концентрацiю 20 %-го розчину HСl (r = 1,1 г/мл).

Розв’язок:

1. Т(HCl) - ?

Т(HCl) = rw = 0,20 × 1,1 = 0,22 (г/мл).

2. C_N(HCl) - ?

а) T(HCl) = C_N(НСl) ×M_Е(НСl) / 1000, звiдси

C_N(НСI) = Т(HCI)1000/M_Е(НСІ) = 0,22 × 1000/36,5 = 6,03 моль/л;

б) 1 л 20 %-го розчину має масу 1000 × 1,1 = 1100 г, в ньому мiститься. 1100 ^. 20 / 100 = 220 г HCl або 220 / 36,5 = 6,03 еквiвалента HCl, тобто C_NHCl = = 6,03 моль/л.

3. С_m(HCl) - ?

На 80 г води припадає 20 г НCl, або 20 / 36,5 моль HCl, звідси моляльна концентрацiя розраховується згідно з формулою:

4. C_N(HCl) - ?

5.C_M(HCl) - ?

Відповідь: Т(HCl) = 0,22 (г/мл), C_N(HCl) = 6,03 моль/л; C_M(HCl) = = 6,03 моль/л; С_m(HCl) = 6,85 г/1000 г Н₂О; N(HCl) = 0,11.

Приклад 2. Скiльки мiлiлiтрiв 12 %-го розчину натрiй гідроксиду (r = = 1,135 г/мл) потрiбно для приготування 210 мл 4,5 %-го розчину NaOH (r = = 1,05 г/мл)?

Розв’язок:

1. m (210 мл розчину NaOH) - ?

m = Vr = 210 мл ^. 1,05 г/мл = 220,5 г

2. m (NaOH) у 220,5 г розчину - ?

100 г розчину - 4,5 г NaOH;

220,5 г розчину - х г NaOH;

х = (220,5 × 4,5)/100 = 9,9 г NaOH.у

3. m (12 %-го розчину NaOH), необхiдна для приготування кінцевого розчину - ?

100 г 12 %-го розчину – 12 г NaOH;

x г 12 %-го розчину - 9,9 г NaOH;

x = (100 × 9,9)/12 = 82,8 г 12 %-го розчину NaOH.

4. V (12 %-го розчину NaOH), необхiдний для приготування кінцевого розчину - ?

V = m/r = 82,5 / 1,135 = 71,7 (мл).

Відповідь: для приготування кінцевого розчину необхідно 71,7 мл вихідного розчину.

Закони iдеальних розчинiв

Ідеальним називається розчин, в якому взаємодією між компонентами розчину можна нехтувати, при цьому DН = 0, DV = 0. До них наближаються розчини органічних речовин з близькими фізичними і хімічними властивостями (наприклад, розчин бензен-толуен) і дуже розбавлені розчини неелектролітів (наприклад, розчин цукру у воді).

При розчиненнi в леткому розчиннику нелеткої речовини поверхня випаровування зменшується, i тиск пари над таким розбавленим розчином буде тим меншим, чим бiльше концентрацiя нелеткого компонента. Кiлькiсно це можна виразити за допомогою тонометричного закону Рауля:

вiдносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином дорiвнює мольнiй долi розчиненої речовини.

Так, якщо Р_о – тиск пари над чистим розчинником, Р – тиск пари над розчином, Nв – мольна доля розчиненої речовини, то

де DР = Р_о – Р – зниження тиску пари над розчином.

Приклад 3. Визначити тиск пари над розчином (Р), який містить 34,23 г цукру С₁₂Н₂₂О₁₁ у 45,05 г води при 65 °С, якщо тиск пари води при цій температурі (з таблиці) дорівнює 2,5 ^.10⁴ Па.

Розв’язок:

1. N (Н₂О) - ?; N (С₁₂Н₂₂О₁₁) - ?

М (Н₂О) = 18 г/моль; М (С₁₂Н₂₂О₁₁) = 342,3 г/моль;

N (Н₂О) = 45,05/18 = 2,5 моля; N (С₁₂Н₂₂О₁₁) = 34,23/342,3 = 0,1 моля.

2. Р (тиск пари води над розчином) - ?

Використовуючи тонометричний закон Рауля, визначимо Р:

_{Р = Р° - Р}° _2,5^.₁₀⁴ _{- 2,5}^.₁₀⁴. _2,5^._{10 ‑ ‑ 0,96} ^.₁₀⁴ _{= 2,4 10}⁴ _(Па).

_{Відповідь: тиск пари води над розчином цукру дорівнює 2,4} ^.₁₀⁴ _Па.

В лінійній залежностi вiд тиску насиченої пари розчинника над розчином перебуває температура кипiння i замерзання розчину. Цю залежність виражає ебулiоскопiчний i крiоскопiчний закони Рауля: збiльшення температури кипiння i зниження температури замерзання розчинiв пропорцiональнi їх концентрацiям.

Dt_кип = K_eбС_m; Dt_зам = К_крС_m

де K_eб i K_кр – вiдповiдно ебулiоскопiчна i крiоскопiчна константи, характернi для розчинника, С_m – моляльнiсть розчину.

Приклад 4. Визначити кріоскопічну константу води, якщо водний розчин етилового спирту (w = 11,3 %) замерзає при -5°С.

Розв’язок:

1. К_кр (Н₂О) - ?

Нехай маса розчину дорівнює 100 г. Тоді маса етилового спирту в ньому дорівнює 11,3 г (g), маса води - 88,7 г (G), молярна маса спирту М(С₂Н₅ОН) = = 46,07 г/моль, Dt_зам = 0 – (-5) = 5,0 °С.

Виходячи з кріоскопічного закону Рауля, можна записати:

К_кр = = 1,81 °С.

Відповідь: кріоскопічна константа води дорівнює 1,81 °С.

Приклад 5. Розчин камфори масою 0,552 г у етері масою 17 г закипає при температурі на 0,461° вище, ніж чистий етер. Ебуліоскопічна константа етеру К_еб = 2,16°С. Визначити молярну масу камфори.

Розв’язок:

Використаємо ебуліоскопічний закон Рауля.

Dt = К_еб С_m = ,

де g i G –маси камфори та етер відповідно, М - молярна маса камфори; звідки

_{М = г/моль.}

Відповідь: молярна маса камфори дорівнює 155,14 г/моль.

Розчини характеризуються також осмотичним тиском Р_осм, який спостерiгається на межi двох розчинiв з рiзною концентрацiєю, роздiлених напiвпроникною перегородкою. Р_осм обумовлений прагненням розчинника зрiвняти концентрацiю по обидвi сторони перегородки.

За законом Вант-Гоффа, P_осм = C_МRT, де С_М – молярна концентрацiя; R – унiверсальна газова стала; Т – температура.

Приклад 6. Розчин, у 100 мл якого міститься 2,3 г речовини при 298 К, має осмотичний тиск 618,5 кПа. Визначити молярну масу речовини.

Розв’язок:

1. С_М (речовини) - ?

Згідно з законом Вант-Гоффа, запишемо: Р_осм = С_МRT,

звідки С_М = Р_осм/RT = 618,5 ^. 10³ / (8,3 ^.298) = 250 моль/м³ = 0,25 моль/л.

.

2. М (речовини) -?

Складемо пропорції:

100 мл - 2,3 г

1000 мл – х г, х = 23 г; 23 г - 0,25 моля

х₁ - 1 моль, х₁ = 92 г/моль.

Відповідь: молярна маса речовини дорівнює 92 г/моль.