4. Ненасыщенные, насыщенные и перенасыщенные растворы.

Растворение твердых кристаллических веществ в воде – процесс обратимый. При контакте растворителя и растворимого вещества протекают два процесса: переход вещества из твердой фазы в раствор (процесс растворение) и выделение частиц растворенного вещества из раствора (кристаллизация). Вначале процесс растворения преобладает над процессом кристаллизации. Однако, с течением времени и при условии, что растворимое вещество взято в достаточном количестве, скорости обоих процессов выравниваются и, при данной температуре, устанавливается равновесие – осадок – раствор.

Насыщенным называется раствор, который находится в динамическом равновесии с избытком растворённого вещества.

Например, если поместить 50 г NaCl в 100 г H₂O, то при 20 ^оC растворится только 36 г соли. Поместив в 100 г воды при 20 ^оC меньше 36 г NaCl мы получим ненасыщенный раствор.

Ненасыщенный раствор - раствор, при данных температуре, содержащий меньше вещества, чем в насыщенном.

При нагревании смеси соли с водой до 100 ^оC произойдёт растворение 39,8 г NaCl в 100 г воды. Раствор можно осторожно охладить до 20 ^оC, избыточное количество соли не всегда выпадает в осадок. В этом случае мы имеем дело с перенасыщенным раствором.

Перенасыщенный раствор - раствор, при данных температуре, содержащий больше вещества, чем в насыщенном.

Перенасыщенные растворы очень неустойчивы. Помешивание, встряхивание, добавление крупинок соли может вызвать кристаллизацию избытка соли и переход в насыщенное устойчивое состояние.

5. Способы выражения концентрации растворов.

Под концентрацией раствора понимают содержание растворённого вещества (в г или моль) в единице массы или объёма раствора или растворителя.

Различают приближённые и точные способы выражения концентраций. К приближённым относятся: К точным способам выражения концентрации относятся:

1) Массовая доля растворённого вещества ω(х)

представляет собой отношение массы растворённого вещества (m(X)) к массе

раствора (m(p-p)); это безразмерная величина, выражаемая в долях единицы, в сотых долях или процентах (%), в тысячных долях или промилле (%о), в миллионных долях или в млн−1. Например, ω(Х) = 0,005 = 0,5% = 5 %о = 5000 млн⁻¹.

В медицинской литературе массовую долю принято выражать в грамм-процентах (г%) (равнозначно процентам), миллиграмм-процентах (мг% или 10⁻³ г%) и в микрограмм-процентах (мкг% или 10⁻⁶ г%).

Таким образом, ω(Х) = 0,005 = 0,5% = 0,5 г% = 500 мг% = 500000 мкг%.

Например, 5%-ный раствор − это пятипроцентный раствор или раствор с массовой долей растворённого вещества, равной 5% или 0,05. Это обозначает, что в 100 г растворителя растворено 5 г вещества.

2) Объёмная доля ϕ(X) представляет собой отношение объёма компонента раствора (жидкости) V(X) к общему объёму раствора (смеси жидкостей) V(р-р). И эта безразмерная величина может выражаться как в долях единицы, так и в процентах.

3) Молярная концентрация С(Х) представляет собой отношение количества вещества компонента раствора n(X) к объёму раствора V(р-р); размерность − моль/л. Например,

0,1 М раствор означает децимолярный раствор или раствор с молярной концентрацией растворённого вещества, равной 0,1 моль/л.

4) Молярная концентрация эквивалента (или нормальная концентрация) количества вещества эквивалента в растворе n/f) к объёму раствора; размерность − моль/л.

Понятие «эквивалент вещества» связано с конкретной реакцией, в которой вещество участвует.

Молярная концентрация вещества эквивалента (нормальная концентрация) С_н выражается моль/дм³, моль/л, н. Например, раствор с молярной концентрацией вещества эквивалента С_н = 1 моль/дм³ может быть обозначен как 1 н, то есть 1 эквивалент растворенного вещества растворен в 1 дм³ объема растворителя.

0,1 н раствор – децинормальный, часто используемый в аналитических исследованиях; 0,01 н – сантинормальный; 0,001 н – милинормальный.

Эквивалент − это условная или реальная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода или одному электрону − в данной окислительно-восстановительной реакции.

А) Эквивалентная масса кислоты равна его молярной массе, деленной на основность кислоты или на число водородных ионов в формуле данной кислоты.

Пример, эквивалентная масса серной кислоты равна Э (H₂SO₄) = М (H₂SO₄)

2

Б) Эквивалентная масса основания равна его молярной массе, деленной на валентность металла или на число гидроксильных ионов в формуле основания.

Пример, эквивалентная масса гидроксида натрия равна: Э (NaOH) = М (NaOH)

1

В) Эквивалентная масса соли равна молярной массе, деленной на произведение валентности металла и числа его ионов.

Пример, эквивалентная масса сульфата натрия равна Э (Na₂SO₄) = М (Na₂SO₄)

1•2

5) Моляльность (моляльная концентрация) раствора представляет собой отношение количества растворённого вещества n(X) к массе растворителя m(р-тель); размерность

− моль/кг.

6) Титр (или массовая концентрация) Т(X) представляет собой отношение массы растворённого вещества к объёму раствора; размерность − г/мл.