2. Химическая теория растворов.

Химическая, или сольватная, теория растворов была предложена в 1887 г. Д.И. Менделеевым, который установил, что в реальном растворе присутствуют не только индивидуальные компоненты, но и продукты их взаимодействия. Исследования водных растворов серной кислоты и этилового спирта, проведенные Д.И. Менделеевым, легли в основу теории, суть которой заключается в том, что между частицами растворенного вещества и молекулами растворителя происходят взаимодействия, в результате которых образуются нестойкие соединения переменного состава, называемые сольватами или гидратами, если растворителем является вода. Главную роль в образовании сольватов играют непрочные межмолекулярные силы, в частности, водородная связь.

В этой связи следует принять следующую трактовку понятия «раствор»:

Раствором называется гомогенная система переменного состава, состоящая из двух и более компонентов и продуктов их взаимодействия.

Из данного определения следует, что растворы занимают промежуточное положение между химическими соединениями и смесями. С одной стороны, растворы однородны, что позволяет рассматривать их как химические соединения. С другой стороны, в растворах нет строгого стехиометрического соотношения между компонентами. Кроме того, растворы можно разделить на составные части (например, при упаривании раствора NaCl можно выделить соль в индивидуальном виде).

Основные способы выражения концентрации растворов

Количественный состав раствора чаще всего оценивают при помощи понятия концентрации, под которым понимают содержание растворенного вещества (в определенных единицах) в единице массы (объема) раствора (растворителя). Основными способами выражения концентрации растворов являются следующие:

1. Массовая доля вещества (x)  это отношение массы данного компонента x, содержащегося в системе, к общей массе этой системы:

(1)

Выражается в долях единицы или в %. Массовая доля компонента в % показывает, сколько г данного компонента содержится в 100 г раствора. Например, раствор NaCl с массовой долей 0,9% содержит 0,9 г NaCl в 100 г раствора.

2. Молярная концентрация раствора С(х)  это отношение количества вещества компонента n(х) к объему раствора V_р-ра:

(2)

Единицей количества вещества является моль, т. е. то количество вещества, которое содержит столько реальных или условных частиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа С¹². При использовании моля как единицы количества вещества следует знать, какие частицы имеются в виду: молекулы, атомы, электроны или другие. Молярная масса М(х)  это отношение массы к количеству вещества (г/моль):

3. Молярная концентрация эквивалента С(x)  это отношение количества эквивалента вещества n(x) к объему раствора V_р-ра:

(3)

Химический эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или высвобождать 1 ион водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях.

Так же, как молекула, атом или ион, эквивалент безразмерен.

Масса моля эквивалентов называется молярной массой эквивалента М(x). Величина называется фактором эквивалентности. Она показывает, какая доля реальной частицы вещества соответствует эквиваленту. Для правильного определения эквивалента вещества надо исходить из конкретной реакции, в которой это вещество участвует, например, в реакции взаимодействия Н₃РО₄ с NaOH может происходить замещение одного, двух или трех протонов:

1. H₃PO₄ + NaOH  NaH₂PO₄ + H₂O;

2. H₃PO₄ + 2NaOH  Na₂HPO₄ + 2H₂O;

3. H₃PO₄ + 3NaOH  Na₃PO₄ + 3H₂O.

В соответствии с определением эквивалента, в 1-й реакции замещается один протон, следовательно, молярная масса эквивалента вещества равна молярной массе, т. е. z  l и . В данном случае:

.

Во 2-й реакции происходит замещение двух протонов, следовательно, молярная масса эквивалента составит половину молярной массы Н₃РО₄, т. e. z  2, а . Здесь:

.

В 3-й реакции происходит замещение трех протонов и молярная масса эквивалента составит третью часть молярной массы Н₃РО₄, т.е. z  3, a . Соответственно:

.

В реакциях обмена, где непосредственно не участвуют протоны, эквиваленты могут быть определены косвенным путем, введением вспомогательных реакций, анализ результатов которых позволяет вывести правило, что z для всех реакций равен суммарному заряду обменивающихся ионов в молекуле вещества, участвующего в конкретной химической реакции.

Примеры:

1. AlCl₃ + 3AgNO₃ = Al(NO₃)₃ + 3AgCl.

Для AlCl₃ обменивается 1 ион Al³⁺ с зарядом +3, следовательно, z = 13 = 3. Таким образом:

Можно также сказать, что обмениваются 3 иона хлора с зарядом 1. Тогда z = 31 = 3 и

Для AgNO₃ z = 11 = 1 (обменивается 1 ион Ag⁺ с зарядом +1 или обменивается 1 ион NO₃^ с зарядом 1).

2. Al₂(SO₄)₃ + 3BaCl₂ = 3BaSO₄ + 2AlCl₃.

Для Al₂(SO₄)₃ z = 23 = 6 (обменивается 2 иона Al³⁺ с зарядом +3 или 3 иона SO₄^2 с зарядом 2). Следовательно,

Итак, запись С(H₂SO₄) = 0,02 моль/л означает, что имеется раствор, в 1 л которого содержится 0,02 моль эквивалента H₂SO₄, а молярная масса эквивалента H₂SO₄ составляет при этом молярной массыH₂SO₄, т. е. 1 л раствора содержит H₂SO₄.

При факторе эквивалентности молярная концентрация эквивалента равна молярной концентрации раствора.

4. Титр Т(x) – это отношение массы вещества к объему раствора (в мл):

(4)

5. Моляльная концентрация (моляльность) b(х) – это отношение количества растворенного вещества (в молях) к массе m растворителя:

(5)

6. Мольная доля N(x) – это отношение количества вещества данного компонента, содержащегося в системе, к общему количеству веществ системы:

(6)

Выражается в долях единицы или в %.

7. Коэффициентом растворимости вещества Р(x) называют максимальную массу вещества, выраженную в г, которая может раствориться в 100 г растворителя.