1. КЛАССИФИКАЦИЯ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ

По размерам (степени дисперсности) частиц, составляющих систему,

можно выделить три принципиальных типа дисперсных систем.

1. Размеры частиц веществ, составляющих систему, равны или меньше,

чем 10-7см (размер атомов, молекул и ионов) и при этом они взаимо-

действуют друг с другом. Такую систему называют молекулярно-

дисперсной, или истинным раствором.

2. Система содержит частицы с размерами, примерно, 10-5-10-7см наряду

с частицами и меньшего размера, находящимися во взаимодействии.

Такую систему принято называть коллоидно-дисперсной, или коллоид-

ным раствором.

3. Если же система содержит частицы вещества с размерами большими,

чем 10-5см, то такую систему называют грубодисперсной. При этом

возможно содержание в этой системе и частиц меньшего размера.

Это деление систем по степени дисперсности довольно условное. Понят-

но, резкой границы между ними нет. Существует множество систем переход-

ных состояний между этими тремя группами. Но эти три группы принято вы-

делять, так как в них наиболее резко проявляются различия в поведении, харак_・p______-

тере, свойствах именно этих систем с таким дисперсным составом (смотрите

таблицу 1).

При переходе от молекулярно-дисперсных систем к коллоидным и грубо-

дисперсным системы становятся неоднородными (гетерогенными). И в связи с

этим появляется еще один фактор (помимо само собой разумеющихся: природы

веществ, температуры, концентрации), который обуславливает особенности

коллоидно-дисперсных систем и присущ только им, ─ это наличие границы

раздела между фазами.

Частицы вещества более крупного размера, чем молекулы, атомы, ионы,

ограничены поверхностью, через которую они взаимодействуют с окружаю-

щими частицами системы. И если поведение молекулярно-дисперсных систем

определяется в основном объемными свойствами системы (концентрацией рас-

творенных частиц, характером взаимодействия частиц растворителя и раство-

ряемого вещества между собой), то для коллоидно-дисперсных систем огром-

ное значение имеют поверхностные явления, которые происходят на границе

раздела фаз.

2. Ван-дер-ваальсовы силы — силы межмолекулярного взаимодействия с энергией 0,8 — 8,16 кДж/моль. Этим термином первоначально обозначались все такие силы, в современной науке он обычно применяется к силам, возникающим при поляризации молекул и образовании диполей. Открыты Я. Д. ван дер Ваальсом в 1869 году.

К ван-дер-ваальсовым силам относятся взаимодействия между диполями (постоянными и индуцированными). Название связано с тем фактом, что эти силы являются причиной поправки на внутреннее давление в уравнении состояния реального газа Ван-дер-Ваальса. Эти взаимодействия в основном определяют силы, ответственные за формирование пространственной структуры биологических макромолекул.

Ван-дер-ваальсовы силы также возникают между частицей (макроскопической частицей или наночастицей) и молекулой и между двумя частицами

Взаимодействие, ион-дипольное (англ. ion-dipole interaction) — взаимодействие между ионом и молекулой с постоянным или наведенным дипольным моментом.

Описание

Ион-дипольное взаимодействие, так же как и ван-дер-ваальсово (диполь-дипольное), относится к слабым, нековалентным связям. Оно обусловлено взаимодействием между ионами и полярными группами молекул (либо флуктуацими их электронной плотности). Энергия ион-дипольной связи составляет 50–200 кДж/моль.

Водородная связь — форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, O или F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными

3. Коллигативные свойства растворов — это те их свойства, которые при данных условиях оказываются равными и независимыми от химической природы растворённого вещества; свойства растворов, которые зависят лишь от количества кинетических единиц и от их теплового движения.

Первый закон Рауля

Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют насыщенным. Давление такого пара над чистым растворителем (p₀) называют давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя.

Франсуа Мари Рауль

В 1886 (1887) году Ф. М. Рауль сформулировал закон:

Давление пара раствора, содержащего нелетучее растворенное вещество, прямо пропорционально мольной доле растворителя в данном растворе:

p = p₀ · χ_р-ль, где

p — давление пара над раствором, ПА;

p₀ — давление пара над чистым растворителем;

χ_р-ль —— мольная доля растворителя.

Для растворов электролитов используют несколько другую форму уравнения, позволяющую добавить в неё изотонический коэффициент:

Δp = i · p₀ · χ_в-ва, где

Δp — собственно изменение давления по сравнению с чистым растворителем;

χ_в-ва — мольная доля вещества в растворе.

Второй закон Рауля

Тот же Рауль экспериментально доказал, что

повышение температуры кипения раствора по сравнению с температурой кипения растворителя, а равно и понижение температуры замерзания раствора по сравнению с аналогичным характеризующей величиной для растворителя прямо пропорциональна моляльности раствора, то есть,

ΔT_{кип/зам}= K_эб/кр · m_в-ва, где

K_эб/кр — соответственно эбулиоскопическая (от лат. ebullire — «кипеть» и др.-греч. σκοπέω — «наблюдаю») и криоскопическая (относится к замерзанию) константы, характерные для данного растворителя;

m_в-ва — моляльность вещества в растворе.

Осмотическое давление

Рассмотрим ситуацию, при которой частично проницаемая мембрана (т. е., такая, через которую могут проходить лишь мелкие объекты, например, молекулы растворителя, но не крупные — например, молекулы растворённого вещества) разделяет чистый растворитель и раствор (или два раствора с разными концентрациями). Тогда молекулы растворителя находятся практически в равных физических условиях по обе стороны мембраны, однако в более насыщенном растворе некоего вещества их концентрация, разумеется, меньше, чем в более разбавленном (в котором меньше места в растворе занимают молекулы растворённого вещества). Следовательно, со стороны менее насыщенного раствора через мембрану диффундирует большее число молекул, чем с противоположной стороны. А это значит, что растворитель попросту переходит из менее насыщенного раствора в более насыщенный, разбавляя его (выравнивая концентрации обоих растворов) и создавая давление на мембрану. Процесс этот (он называется осмосом) можно прекратить, оказав определённое давление на более насыщенный раствор (например, при помощи поршня) —— это давление и называется осмотическим давлением.

Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими.

Определить осмотическое давление раствора можно по формуле, полученной в 1886 году Я. Х. Вант-Гоффом:

π = C_Mв-ва · R · T, где

C_Mв-ва — молярная концентрация раствора, выраженная в , а не в , как обычно;

R — универсальная газовая постоянная;

T — термодинамическая температура системы.

Вант-Гоффа закон

Вант-Гоффа закон осмотического давления, определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества. Открыт Я. Х. Вант-Гоффом.См. Осмотическое давление.

4.Растворы. Способы выражения концентрации раствора

Растворы – это однородные (гомогенные) дисперсные системы, состоящие из двух или большего числа компонентов (относительные количества которых могут меняться в широких пределах) и продуктов их взаимодействия. Растворы занимают промежуточное положение между механическими смесями (растворы характеризуются непостоянством своего состава и могут быть разделены на составные части) и химическими соединениями (растворы однородны, устойчивы, образование растворов сопровождается энергетическим эффектом). В настоящее время установлено, что при растворении молекулы растворяемого вещества связываются с молекулами растворителя, при этом образуются сольваты (если растворитель вода, то образуются гидраты). На разрушение связей между молекулами энергия затрачивается, а при образовании гидрата (сольвата) энергия выделяется; разница между этими энергиями будет наблюдаться в виде теплового эффекта растворения, которая может быть как положительной, так и отрицательной. Способы выражения концентрации растворов. 1) Массовая доля раствора ω (х). Выражается отношением массы растворенного вещества m(х) к массе раствора. Является величиной безразмерной или выражается в процентах: Например, 15%-ный раствор: массовая доля ω (х) = 0,15 2) Молярная концентрация раствора С(х). Выражается отношением количества растворенного вещества n(x) к объему раствора, выраженному в литрах. Т.к. количество вещества n(x) выражается отношением массы вещества m(x) к его молярной массе M(x), то молярную концентрацию раствора удобно выразить как Пример 1. Вычислите: а) процентную (С%); б) молярную (СM); в) эквивалентную (Сн); г) моляльную (См) концентрации раствора Н3РО4, полученного при растворении 18 г кислоты в 282 см3 воды, если плотность его 1,031 г/см3. Чему равен титр T этого раствора? Решение: а) Массовая процентная концентрация показывает число граммов (единиц массы) вещества, содержащееся в 100 г (единиц массы) раствора. Так как массу 282 см3 воды можно принять равной 282 г, то масса полученного раствора 18 + 282 = 300 г и, следовательно, 300 – 18 100 – С% б) мольно-объемная концентрация, или молярность, показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. Масса 1 л раствора 1031 г. Массу кислоты в литре раствора находим из соотношения: 300 – 18 1031 – х Молярность раствора получим делением числа граммов Н3РО4 в 1 л раствора на мольную массу Н3РО4 (97,99 г/моль): СМ = 61,86/97,99 = 0,63 М; в) эквивалентная концентрация, или нормальность, показывает число эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. Так как эквивалентная масса НзРО4 = М/3 = 97,99/3 =32,66 г/моль, то СН = 61,86/32,66 = 1,89 н.; г) мольно-массовая концентрация, или моляльность, показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 100 г растворителя. Массу Н3РО4 в 1000 г растворителя находим из соотношения: 282 – 18 1000 – х   Отсюда СМ = 63,83/97,99 =0,65 м. Титром раствора называется число граммов растворенного вещества в 1 см3 (мл) раствора. Так как в 1 л раствора содержится 61,86 г кислоты, то Т = 61,86/1000 = 0,06186 г/см3. Зная нормальность раствора и, эквивалентную массу (mЭ) растворенного вещества, титр легко найти по формуле: Т = СНmЭ/1000. Пример 2. На нейтрализацию 50 см3 раствора кислоты израсходовано 25 см3 0,5 н. раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты? Решение. Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных соотношениях, то растворы равной нормальности реагируют в равных объемах. При разных нормальностях объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям, т.е.: V1/V2 = CH2/CH1 или V1CH1 = V2CH2. 50СН1 = 25 • 0,5, откуда СH1 = 25 • 0,5/50 = 0,25 н. Пример 3. К 1 л 10%-ного раствора КОН (пл. 1,092 г/см3) прибавили 0,5 л 5%-ного раствора КОН (пл. 1,045 г/см3). Объем смеси довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора. Решение. Масса одного литра 10%-ного раствора КОН 1092 г. В этом растворе содержится 1092 • 10/100 = 109,2 г КОН. Масса 0,5 л 5%-ного раствора 1045 • 0,5 = 522,5 г. В этом растворе содержится 522,5 • 5/100 =26,125 г КОН. В общем объеме полученного раствора (2 л) содержание КОН составляет 109,2 + 26,125 = 135,325 г. Отсюда молярность этого раствора СМ = 135,325/2 • 56,1 =1,2 М, где 56,1 г/моль – мольная масса КОН. Пример 4. Какой объем 96%-ной кислоты плотностью 1,84 г/см3 потребуется для приготовления 3 л 0,4 н. раствора? Решение. Эквивалентная масса H2SO4 = M/2 = 98, 08/2 = 49,04 г/моль. Для приготовления 3 л 0,4 н. раствора требуется 49,04 • 0,4 • 3 = 58, 848 г H2SO4. Масса 1 см3 96%-ной кислоты 1 ,84 г. В этом растворе содержится 1,84 • 96/100 = 1,766 г Н2SО4. Следовательно, для приготовления 3 л 0,4 н. раствора надо взять 58,848 : 1,766 = 33,32 см3 этой кислоты.

5. Теория электролитической диссоциации

Вещества, растворы или расплавы которых способны проводить электрический ток, называются электролитами. Соответственно, вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрического тока, называются неэлектролитами. Электролитами являются кислоты, основания и большинство солей, неэлектролитами - почти все органические соединения. В растворе или расплаве электролиты распадаются на ионы - диссоциируют. Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией. Электролитическая диссоциация происходит вследствие взаимодействия полярных молекул растворителя с молекулами или кристаллической решеткой растворяемого вещества. Молекулы растворителя разрушают кристаллическую решетку и переводят ионы в раствор в форме сольватированных заряженных частиц. Растворенное вещество и растворитель оказывают обоюдное влияние: полярные молекулы растворителя разрушают кристаллическую решетку, а высвобождающиеся ионы, переходя в раствор, вызывают упорядочивание молекул растворителя. В то же время полярные молекулы растворителя ориентированы в соответствии с зарядом ионов. В расплавах диссоциация происходит вследствие нагревания вещества. Идеи С. Аррениуса, разработанные в 1887 г. составили основу теории электролитической диссоциации. Согласно ей, при растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные частицы. Под действием постоянного электрического тока неупорядоченное движение ионов в растворе или расплаве прекращается: положительно заряженные ионы (они называются катионами) движутся к катоду, отрицательно заряженные (называются анионами) - к аноду. Соответственно, на катоде минус, а на аноде - плюс. Одновременно с распадом электролита на ионы происходит объединение ионов в молекулы. Поэтому электролитическая диссоциация является обратимым процессом и при написании уравнений диссоциации указывается, что реакция идет в обе стороны Диссоциация характеризуется степенью электролитической диссоциации a - числом, показывающим, какая часть молекул электролита находится в растворе в виде ионов, т.е. как отношение продиссоциировавших молекул к общему числу молекул в растворе. Обычно ее выражают в долях единицы или в процентах. В растворах неэлектролитов, где распад на ионы полностью отсутствует, a = 0, а в растворах, в которых все растворенное вещество присутствует в форме ионов, a = 1. Такое деление является в значительной степени условным, что объясняется зависимостью степени диссоциации от природы электролита и растворителя, концентрации и температуры раствора. К сильным электролитам относят вещества, которые практически полностью диссоциируют на ионы, a " 1. Это сильные кислоты, гидроксиды и почти все соли. Слабыми электролитами считаются вещества, диссоциирующие на ионы в незначительной степени ( a < 0.3). В основном это слабые кислоты и многие основания, у которых большая часть растворенного вещества находится в молекулярной форме. Существует также небольшая группа электролитов средней силы, у которых степень диссоциации a больше 0.3 и меньше 0.7. Теория электролитической диссоциации справедлива только к растворам слабых электролитов. Сильные электролиты диссоциируют полностью, создавая значительную концентрацию ионов в растворе. Их ионы в растворах как бы окружены оболочкой полярных молекул растворителя, что приводит к уменьшению скорости движения ионов. В результате степень диссоциации меньше единицы, хотя реально в растворе присутствуют только ионы. Такую экспериментальную величину называют кажущейся степенью диссоциации. Диссоциация слабых электролитов - обратимый процесс. Его можно представить как AB " A+ + B- Применяя закон действующих масс, получаем выражение для константы диссоциации: К = ([A+]*[ B-])/[AB] Константа диссоциации зависит от природы электролита и температуры.