Хімія / Общая химия конслек Модуль 2

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ КРИВОРІЗЬКИЙ ТЕХНІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ кафедра хімії

МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ

до самостійної роботи з дисципліни

«ХІМІЯ»

для студентів I курсу будівельних і гірничих спеціальностей

Модуль II

Кривий Рiг 2008

3

7.Розчини

7.1Загальна характеристика розчинів

Процеси розчинення речовин, розчини, які виникають у результаті цих процесів, відіграють велику роль у кругообігу мінеральних та органічних речовин Землі. Розчини широко використовуються в техніці та сільському господарстві.

Розчинами називають однорідні у фазовому відношенні термодинамічно стійкі системи перемінного складу.

Розчини можуть бути твердими, рідкими та газоподібними.

Один із компонентів розчину є розчинник, інші – розчинені речовини. Розчинник – це той компонент, який знаходиться у розчині в надлишку, або зберігає у розчині такий же агрегатний стан, що і у чистому вигляді.

Природа процесу розчинення складна, це процес оборотний: прямий процес - розчинення, зворотний процес - кристалізація. Установлено, що причиною переходу твердої сполуки в розчин є фізикохімічна взаємодія складових частин розчину - розчинника та розчиненої речовини (розрив деяких існуючих та виникнення нових хімічних зв'язків, взаємодія заряджених часток компонентів і таке інше).

Тепловий ефект розчинення являє собою алгебраїчну суму від'є- мних та додатних теплових ефектів окремих стадій цього процесу. Теплота, що поглинається при розчиненні(ΔН>0), витрачається на руйнування кристалічної решітки (хімічний процес) та розширення(дифузійне) речовини, яка розчиняється, на увесь об'єм розчину (фізичний процес).

Причиною виділення теплоти при розчиненні(ΔН<0) Є утворення сольватів (хімічний процес). Наприклад, розчинення безводного сульфату купруму(міді)(ІІ) в воді є екзотермічним процесом(ΔН<0), тобто супроводжується виділенням теплоти.

Перша стадія: CuSO4(безводн)+ 5H2O = CuSO4·5H2O + 78,0 кДж Протікає тільки гідратація, розчинення не відбувається.

Друга стадія: CuSO4·5H2O + aq = CuSO4·5H2O· aq - 11,7 кДж Гідрат CuSO4·5H2O взаємодіє з надлишком води, при цьому кристалічна решітка руйнується, відбувається дифузія розчиненої речовини по всьому об'єму розчину.

Сумарний процес:

CuSO4(безводн)+ 5H2O + aq = CuSO4·5H2O· aq + 66,3 кДж

4

Сумарний тепловий ефект розчинення визначає характер зміни розчинності в залежності від температури. У відповідності з принципом Ле Шательє при додатному тепловому ефекті розчинення (ΔН<0) підвищення температури зменшує розчинність. Навпаки, при від'ємному тепловому ефекті(ΔН>0) розчинність зростає з підвищенням температури.

Розчинністю називають здатність речовин розчинятись у тому чи іншому розчиннику. За розчинністю речовини поділяють на добре розчинні, мало розчинні та практично нерозчинні. Мірою розчинності речовини при певних умовах є її вміст (концентрація) в насиченому розчині.

Насиченим називають розчин, який знаходиться у рівновазі з речовиною, що розчиняється. Насичені розчини використовують порівняно рідко. Звичайно застосовують ненасичені розчини, вміст у яких розчиненої речовини менший, ніж у насичених при даній тем-

пературі розчинах. При цьому розчини з низьким вмістом розчиненої речовини називають розбавленими, з високим вмістом -

концентрованими.

7.2 Концентрація розчиненої речовини

Концентрація - одне із важливих понять у теорії розчинів. Під концентрацією розуміють кількісну оцінку вмісту речовини (компонента) в системі.

На практиці найчастіше використовують такі способи виражен-

ня концентрації: масова доля, молярна доля, об'ємна доля, масова

концентрація, молярна концентрація, моляльність, еквівалентна молярна концентрація (раніше називалась нормальна концентрація).

Розглянемо деякі способи вираження концентрації розчиненої речовини:

І)масова доля ω(Х) - безрозмірне відношення маси компоненту m(Х) до маси розчину ( Х – формульне позначення частки речовини):

Приклад. Обчислити масову долю NaCl, якщо відомо, що 20 г хлориду натрію розчинено у 180 г води.

Рішення:

5

2)молярна доля N(Х) - відношення кількості речовини компонента (X)до загальної кількості речовини всіх компонентів розчину:

N(Х) (X) ,

i

де: (X) m(X) ; m(X) – маса компонента (X); M(X)

M(X) – молярна маса компонента (X).

Приклад. Обчислити молярну долю глюкози у розчині, одержаному при розчиненні 18 г глюкози у 180 г води.

Цей спосіб вираження концентрації широко використовується при термодинамічних розрахунках.

3)масова концентрація T(X) – відношення маси компонента т(X) до об'єму розчину (раніше називалась титр розчину):

T(X) m(X)

V(розчину)

Приклад. У 200 мл розчину знаходиться 10 г хлориду натрію. Обчислити масову концентрацію розчину.

Рішення: T(NaCl) m(NaCl) 10г 0,05г / мл

V(розчину) 200мл

4)молярна концентрація С(Х) - відношення кількості речовини компонента до об'єму розчину

6

Приклад. У 500 мл розчину знаходиться 10,6 г Na2CO3. Обчислити молярну концентрацію розчину.

Рішен-

ня:

5)молярна концентрація еквівалента СЕ(Х) (еквівалентна концентрація) - це відношення еквівалентної кількості розчиненої речовини до об'єму розчину.

Z * C(X), моль/л

де mE(Х) – молярна маса еквівалента розчиненої речовини. Величину Z* називають числом(фактором) еквівалентності. Число еквівалентності для елемента дорівнює його валентності в сполуці, для кислоти - основності, для основи - кислотності, або валентності металу; для речовин, які беруть участь в окисно-відновних реакціях - числу електронів, які приймають або віддають атоми окислювача або відновника.

Приклад. У 200 мл розчину знаходиться 4,9 г сірчаної (сульфатної) кислоти. Обчислити молярну концентрацію еквівалентів сульфатної кислоти.

Рішення.

Між об'ємом розчину і його молярною концентрацією еквівалента існує обернено пропорційна залежність:

V1 CE2 , або V1CE1 V2CE2 V2 CE1

7

За цією залежністю можна не тільки обчислювати об'єми розчинів, потрібні для проведення реакцій, а й за об'ємами розчинів, що беруть участь у реакції, знаходити їхні концентрації.

6)моляльна концентрація (моляльність розчину)Сm(Х) - це відношення кількості розчиненої речовини до маси розчинника (кг).

Вона показує кількість молів розчиненої речовини, що припадає на 1 кг розчинника:

Приклад. 18 г глюкози розчинено у 500 г води. Розрахувати моляльність одержаного розчину.

Рішен-

ня:

Моляльність використовують при фізико-хімічних дослідженнях розчинів, наприклад, при кріоскопічних та ебуліоскопічних визначеннях.

7.3 Властивості розчинів

Із законів, яким підкоряються ідеальні розчини, найбільш важ-

ливими є закон Вант-Гоффа та Рауля.

Згідно з законом Вант-Гоффа (1885) осмотичний тиск розчину чисельно дорівнює тому тиску, який би мала розчинена речовина у газоподібному стані при тій же температурі та об'ємі, що і в розчині.

Осмос - явище, відкрите Ноле у 1743 році . Його суть полягає у дифузії складових частин розчину (розчинника та розчиненої речовини) через напівпроникну перегородку з неоднаковою швидкістю. Математичний вираз закону Вант-Гоффа співпадає з математичним виразом об'єднаного газового закону:

PV (X)RT

де: Р - тиск; V - об'єм, R - універсальна газова стала, Т - абсолютна температура, ν(Х) - число молів розчиненої речовини. Так як ν(Х)/V = С(Х), де С(Х) - молярна концентрація розчиненої речовини, то для закону Вант-Гоффа одержимо:

PV С(X)RT

8

Згідно з першим законом Рауля відносне зниження тиску пари розчинника над розчином нелеткої сполуки пропорційне молярній долі розчиненої речовини:

де: Ро і Р - тиск пари над розчинником і розчином відповідно; ν(Х) і ν(Р) – число молів розчиненої речовини і розчинника відповідно.

Згідно з другим законом Рауля, для розбавлених розчинів підвищення температури кипіння або зниження температури замерзання пропорційне моляльній концентрації розчиненої речовини:

to K Cm(X)

де: К - ебуліоскопічна або кріоскопічна стала.

7.3.Питання та задачі для самоконтролю

1.Які системи називаються розчинами? Склад розчинів.

2.Насичені та ненасичені, пересичені, концентровані і розбавлені розчини.

3.Процес розчинення – сукупність фізичних і хімічних явищ. Теплота розчинення.

4.Розчинність газів. Закон Генрі-Дальтона.

5.Концентрація розчиненої речовини. Способи вираження концентрації розчиненої речовини.

6.Густина розчинів і способи її визначення.

7.Сутність явища осмосу, осмотичний тиск. Закон Вант-Гоффа.

8.Тиск пари розчинника над розчинами нелетких речовин. Перший закон Рауля.

9.Температура замерзання та кипіння розчинів. Другий закон Рауля. 10. Розчинність солі за 303 К складає 12,5 г/100 г Н2О. Скільки треба взяти води, щоб розчинити 1 кг цієї солі за даної температури до утворення насиченого розчину?

11.З насиченого за 333 К розчину KNO3 (розчинність солі за даних умов 110 г/100 г Н2О) в процесі охолодження до 283 К (розчинність 20 г/100 г Н2О) викристалізувалось 3 кг солі. Визначте масу солі і води у вихідному розчині .

9

12.В 1 тонні води Світового океану в середньому міститься 27,2 кг

NaCl, 3,8 кг MgCl2, 1,3 кг CaSO4, 1,6 кг MgSO4, по 0,1 кг СаСО3 і

MgBr2. Обчисліть сумарну масову частку солей у розчині та окремо концентрацію кожної із солей .

13.Дано 500 г розчину СаС12, масова частка солі в якому 0,2.Як зміниться концентрація розчиненої речовини, якщо до нього: а) прилити

100г води; б) внести ще 100 г СаС12?

14.Визначте масову частку сульфату натрію в розчині, що утворився після розчинення 16,1 г глауберової солі Na2SO410H2O в 54,9 г води. 15.100 мл 96%-ї H2SO4 (густина 1,84 г/мл) змішали з 400 мл води. Утворився розчин, густина якого 1,168 г/мл. Обчисліть масову й молярну концентрації розчиненої речовини.

16.Розрахуйте молярну концентрацію 20%-го розчину гідроксиду калію, якщо густина розчину складає 1,2 г/мл.

17.Обчислити температуру замерзання та кипіння водного розчину глюкози, масова частка якої 15 %. (Відповідь: Т3 = 271,34 К; Тк = 373,67 К).

18.При розчиненні 0,029 моль неелектроліту в 100 г ацетону температура кипіння останнього підвищилась на 0,43 К. Визначити ебуліоскопічну константу ацетону.

19.Скільки грамів глюкози міститься в 0,2 л розчину, осмотичний тиск якого при 37°С дорівнює 810,6 кПа?

20.Визначити молекулярну масу гемоглобіну, якщо осмотичний тиск розчину (5 г речовини в 100 мл розчину) при 27°С становить 1,82 • 103 Па.

10