Растворы – промежуточное положение между смесью и химическим соединением:

А) как смесь – перемены;

Б) как соединение – однородны.

В зависимости от размера частиц растворенного вещества:

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:

C_М (Н₂SО₄) = 2 моль/л

Э (Н₂SО₄) = 1/2 Н₂SО₄ f(Н₂SО₄) = ½

С_Н = = 4 моль/л

[г/мл, г/см³]

4.Массовая доля вещества, :

(доли или 100%)

 - плотность раствора [г /мл, г/см³]

Растворение - G_{растворения} < 0  самопроизвольный, обратимый процесс.

растворение

А_(к) А_(р-р)

кристаллизация

Насыщенный раствор - в данных условиях дальнейшее самопроизвольное растворение невозможно: G_{растворения} = 0, _{растворения} = _{выделения}.

Ненасыщенный раствор - самопроизвольное растворение вещества еще возможно:

G_{растворения} < 0, _{растворения}  _{выделения}.

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

С_р C_p

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:

Диполи молекул

Н₂О

Гидратированные ионы

Три стадии процесса растворения:

1) процесс ионизации -разрушение связей:

NaCl_к Na⁺_(г) + Cl^-_(г) ; Н_ион > 0; S_ион > 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)

Н_сольв < 0; S_сольв  0

3) распределение (диффузия) по объему сольватов (гидратов):

Н_дифф > 0 , S_дифф > 0 – (величины существенно меньше 1 и 2 ст.)

Н_Р = Н_ион + Н_сольв + Н_дифф;

S_Р = S_ион + S_сольв + S_дифф;

Н⁰_298NaCl = 335кДж  Н_ион - доминирует

S⁰_298NaCl = 142 кДж/К  большое значение - хорошая растворимость

G⁰_{298раств}= -8,8 кДж/моль NaCl 

т.к. Нр > 0  с Т  раст-ть увеличивается.

Растворимость LiF_к  Li⁺_(р-р) +F^-_(р-р)

Н⁰_298LiF > 0 - Н_ион - доминирует

S⁰_298LiF = -33 кДж/К  G⁰_{298раств}  0 

LiF -малорастворимая соль

• eсли в H₂O растворяются г или ж 

Н_ион < Н_сольв  Нр < 0.

• Если растворяются к 

Н_ион  Н_сольв  Нр > 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  его свойства зависят только от концентрации

(разбавленные растворы неэлектролитов – сахар в воде)

C концентрации раствора  отклонения от законов идеальных растворов из-за взаимодействиями между частицами раствора.

Вместо концентрации (с) - активность (а).

а = с

 - коэффициент активности, учитывает все виды взаимодействия частиц в растворе.

 - вычисляют по экспериментальным данным

(температурам кипения, замерзания и др.)

 - безразмерная величина.

Электролитическая диссоциация:

(впервые Сванте Аррениус – 1886г)

NaCl_к + H₂O Na⁺aq + Cl^-aq

гидратированные ионы

NaCl_к H₂O Na⁺ + Cl^- Н_дисс 0 –эндотерм.пр.

Электролиты:

степень диссоциации :

 = с_дисс / с_о

с_о- исходная концентрация электролита

- зависит от:

1) природы растворенного вещества:

(СН₃СООН)  (НСl)

2) природы растворителя: 

чем   F  легче рвется связь под действием полярных молекул растворителя.

 (Н₂О) = 81

3) температуры: с Т  

4) концентрации раствора: с концентрации 

5) введения одноименного иона:

СН₃СООН  СН₃СОО^- + Н⁺

СН₃СООNH₄ СН₃СОО^- + NH₄⁺

равновесие смещается влево, т.е.  .

  3% - слабые электролиты – плохо распадаются на ионы;

3%    30% - средние электролиты;

  30% - сильные электролиты – практически нацело распадаются на ионы.

Процесс диссоциации - обратим Диссоциация слабой кислоты: НА  Н⁺ + А^

константа диссоциации:

 = 1 (взаимодействие слабое)  с = а =а

; [H⁺] – равновесная концентрация

Диссоциации слабого основания: RОН  R⁺ + ОН^-

Диссоциация комплексного иона:

[Cu(NH₃)₄]²⁺  Cu²⁺ + 4NH₃

К_Д зависит от:

• природы диссоциирующего вещества и растворителя;

• температуры.

С Т  К_Д , т.к. Н_дисс 0.

К_Д - не зависит от концентрации раствора

К²⁵_д - таблица

К_Д  10^-10 –очень слабые электролиты

К_Д = (10^-5 – 10^-9) – слабые электролиты

К_Д = (10^-2-10^-4) – средней силы электролиты

К_Д  10^-1 – сильные электролиты