249,7Г(CuSo4· 5h2o) містять 159,6 г/CuSo4 )

х г  86,7 г/CuSO₄ )

х = (249,7·86,7)/159,6 = 135,6 г

4. m(H₂O )  ?

Необхідна кількість води для розчину складає: 1084 – 135,6 = 948,4 г

Відповідь: m(CuSO₄· 5H₂O ) = 135,6 г, m(H₂O) = 948,4 г.

Приклад 2. Визначити нормальність та молярність 15% (мас.) розчину H₂SO₄ ( =1,1 г/мл).

Розв¢язання:

1. m_р-н  ?

m_р-н = V· = 1000 · 1,1 = 1100 г.

2. m(Н₂SO₄)  ?

Знайдемо масу сульфатної кислоти, що міститься у 1 л розчину::

100 Г розчину містять 15г h2so4

1100 г – х г H₂SO₄

х = (1100·15) /100 = 165 г

3. С_М – ?

М(H₂SO₄ ) = 98 г/моль; С_М = = 165/98 = 1,68 моль/л.

4. С_Н – ?

М_Е(H₂SO₄ ) = М/2 = 49 г/моль; С_Н = = 165/49 = 3,37 н.

Відповідь: С_М = 1,68 моль/л, С_Н = 3,37 н.

Приклад 3. У якій масі води треба розчинити 67,2 л HCl (н.у), щоб отримати 9% розчин HCl.

Розв¢язання:

1. ν(НCl)  ?

3 моль.

2. m(НCl)  ?

m(НCl) = νM = 3·36,5 = 109,5 г.

3. m_р-н  ?

100 Г розчину містять 9 г нCl

х г – 109,5 г НCl

х = = 1216,67 г.

4. m(Н₂О)  ?

m(Н₂О) = m_р-ну  m(НCl) = 1216,67  109,5 = 1107,17 г.

Відповідь: m(Н₂О) = 1107,17 г.

Приклад 4. Скільки мілітрів 96% розчину H₂SO₄ ( = 1,84 г/мл) необхідно для приготування 1л 0,25 н. розчину.

Розв¢язання:

1. m(Н₂SO₄)  ?

Знаходимо масу H₂SO₄ у заданому розчині:

М_Е(H₂SO₄ ) = М/2 = 49 г/моль; m(H₂SO₄) = 0,25·49 = 12,25 г.

2. m_р-ну  ?

Знаходимо масу вихідного розчину необхідну для виготовлення 1 л 0,25 н. розчину:

100г концентрованого розчину – 96 г H₂SO₄;

х г  12,25 г H₂SO_4.

х = 100·12,25/96 = 12,76 г.

3.V_р-н  ?

Визначаємо об’єм вихідного розчину

V_р-н = ; V = 12,76/1,84 = 6,94 мл.

Відповідь: Для приготування 1 л 0,25 н. розчину H₂SO₄ необхідно взяти 6,94 мл 96% розчину H₂SO₄ і довести об’єм розчину до 1 л водою.

За результатами взаємодії розчиненої речовини з розчинником розчини можна розділити на два типи. Якщо розчинена речовина частково або повністю дисоціює на іони, такі розчини називають умовно іонними. Якщо розчинена речовина не дисоціює на іони, а розподіляється у розчиннику у вигляді окремих молекул (або їх асоціатів) розчин називають молекулярним. Наприклад, розчин кисню у воді.

За електричною провідністю розчини розподіляють також на два види: розчини неелектролітів, що не проводять електричний струм (до них відносять молекулярні розчини) та розчини електролітів, які проводять електричний струм (іонні розчини).

5.2. Розчини неелектролітів

Розчини, утворення яких з компонентів не супроводжується зміною об’єму системи, а також тепловими ефектами (V = 0, H_р = 0) називають ідеальними. Властивості ідеальних розчинів, подібно до властивостей сумішей ідеальних газів, не залежать від природи розчиненої речовини, а визначаються лише кількістю розчинених частин. У них концентрація розчиненої речовини занадто мала і тому взаємодією між частинками можна знехтувати.

Причиною утворення таких розчинів є збільшення ентропії при змішуванні внаслідок вирівнювання концентрації. До моделі ідеального розчину наближаються дуже розбавлені розчини неелектролітів (розбавлений розчин глюкози у воді, розчин нафталіну у бензені, тощо) та розчини близьких по хімічним та фізичним властивостям неполярних речовин (розчин толуолу в бензені, розчин пропанолу у етанолі). У першому випадку при зростанні концентрації закономірності, що характерні для розбавленних розчинів починають ускладнюватись у звязку із зростанням взаємодії між частинками.

Закони ідеальних розчинів

1. Перший (тоноскопічний) закон Рауля

Французький вчений Ф. Рауль експериментально вивів: якщо у рідині розчинена нелетка речовина, то тиск насиченої пари над розчином менше ніж тиск насиченої пари над чистим розчинником, зумовлено сольватаціонною взаємодією між молекулами розчинника та розчиненої речовини. Ця взаємодія значно більша за сили сцеплення між молекулами розчинника, що і пояснює перехід меншої кількості молекул розчинника у газову фазу. Тиск насиченої пари – це тиск, при якому (при певній температурі) досягається динамічна рівновага, коли швидкість випаровування рідини дорівнює швидкості конденсації пари над рідиною. Якщо розчинити нелеткий компонент у розчиннику, тиск насиченої пари розчинника зменшиться, із-за зменшення концентрації розчинника у розчині. Формулювання тоноскопічного закону таке:

Зниження тиску пари над розчином пропорційно мольній долі розчиненої речовини.

Р = Р_А⁰N_B,

де N_В – мольна доля розчиненого компонента; Р_А – тиск пари розчинника над розчином; Р_А⁰ – тиск пари над чистим розчинником.

2. Другий закон Рауля

Зниження тиску пари розчинника над розчином, яке зумовлене присутністю нелеткої розчиненої речовини, впливає на температуру кипіння і замерзання розчину.

Температура кипіння рідини – це така температура, при якій тиск насиченої пари над рідиною дорівнює зовнішньому. Температура замерзання (криста-лізації) – температура, при якій тиск насиченої пари над рідиною дорівнює тиску насиченої пари над кристалами твердої фази розчиненої речовини.

Підвищення температури кипіння і зниження температури замерзання розбавлених розчинів неелектролітів прямо пропорційне моляльній концентрації розчиненої речовини

t_кип = К_Е m_В

t_зам = К_Кm_B

К_Е та К_К коефіцієнти пропорційності – ебуліоскопічні і кріоскопічні сталі. Вони є певною характеристикою кожного розчинника і чисельно дорівнюють тому підвищенню температури кипіння або зниженню температури замерзання, яке спостерігається для ідеального одномоляльного розчину. Наприклад, для води К_Е = 0,52. К_К = 1,85; для ацетатної кислоти К _еб = 3,07 , К_кр =3,9.

Закон Рауля справедливий тільки для дуже розбавлених розчинів і є основою для експериментальних методів визначення молярних мас розчинених речовин. Метод, що грунтується на підвищенні температури кипіння розчинів називають ебуліометрією, на сниженні температури замерзання – кріометрією.

m_B = G_B 1000/M_Bg, де G_B маса розчиненої речовини В, М_В – її молярна маса, g – наважка (маса) розчинника

М_В = К_Е G _B1000/ tg M_B = К_К G_B 1000/tg

2. Закон Вант-Гоффа

Дифузія – це довільний процес вирівнювання концентрації розчиненої речо-вини, зумовлений тепловим рухом частинок розчиненої речовини та розчинника. Вона відбувається і тоді, коли на межі між розчином і розчинником (або між двома розчинами різної концентрації) помістити напівпроникну перегородку – мембрану. Особливою властивостю таких перегородок є те, що через їх пори можуть проходити тільки молекули розчинника. Цю властивіть мають деякі природні мембрани (стінки клітин живих і рослинних организмів, целюлоза та інші). Осмосом зветься одностороння дифузія розчинника у бік меньшої концентрації через напівпроникні мембрани. Осмотичний тиск – це той тиск, який необхідно прикласти до розчину, щоб привести його до стану рівноваги з іншим розчином, зв язаним з першим напівпроникною мембраною.

На підставі експериментальних даних вимірювання осмотичного тиску було встановлено, що розведені розчини добре підлягають газонам ідеальних газів.

Закон Вант-Гоффа:

Осмотичний тиск розчинів дорівнює тому тиску, який чинила би розчинена речовина, якби вона при тій же температурі перебувала б у газоподібному стані і займала б обєм, рівний обєму розчину.

Для кількісної характеристики осмотичного тиску вчений використував рів-няння газового стану Менделєєва-Клайперона

PV = nRT ; p_осм V = n_BRT; р_осм = С_МRT

Метод визначення осмотичного тиску називають осмометрією і використо-вують найчастіше для визначення молярних мас високомолекулярних сполук.