Розчини твердих речовин

Розчинність твердих речовин у тому самому розчиннику зі зміною температури може змінюватися у широких межах. При підвищенні температури розчинність більшості твердих речовин збільшується. Проте для деяких речовин вона може зменшуватися або не змінюватися. На основі кривих розчинності (тобто графічного виразу залежності розчинності речовини від температури) можна робити висновок про доцільність їх очистки від домішок так званим методом перекристалізації. Цей метод використовують у випадку, коли розчинність солі різко зростає з підвищенням температури (наприклад, KNO₃).

Способи вираження концентрації розчинів

Найчастіше використовують наступні способи вираження вмісту розчиненої речовини в розчині:

1. Процентна концентрація:   ·100%. Показує число г речовини в 100 г розчину.

2. В частках розчиненої речовини в розчині: масова частка  =  ; об’ємна частка  =  ; мольна частка N =  (n₁– кількість моль розчиненої речовини, n₂ – кількість моль розчинника).

3. Молярна концентрація С_М =   (моль/л). Показує число моль розчиненої речовини в 1 л розчину. Часто для позначення молярної концентрації розчину використовують літеру М. Наприклад, 0,1 М розчин H₂SO₄ означає, що в 1 л розчину є 0,1 моль H₂SO₄, що відповідає 9,8 г H₂SO₄.

4. Нормальна концентрація С_N =  (екв/л). Показує число еквівалентів розчиненої речовини в 1 л розчину. Часто для позначення нормальної концентрації розчину використовують літеру н. Наприклад, 0,1 н розчин H₂SO₄ означає, що в 1 л розчину міститься 0,1 еквівалента H₂SO₄, що відповідає 4,9 г H₂SO₄. Розчинені речовини взаємодіють між собою в об’ємних співвідношеннях, обернено пропорційних їх нормальній концентрації: або V₁С_N1=V₂С_N2 (наслідок із закону еквівалентів, згідно з яким речовини взаємодіють між собою в кількостях, пропорційних їх еквівалентам). Особливістю еквінормальних розчинів є те, що їх рівні об’єми взаємодіють без залишку.

5. Моляльна концентрація (m) – кількість моль розчиненої речовини в 1 кг розчинника.

6. Титр (Т) визначається кількістю грамів розчиненої речовини в 1 мл розчину.

Розчини неелетролітів

Внаслідок того, що в розведених розчинах відсутні сили взаємодії між молекулами розчиненої речовини, такі розчини наближено розглядають як “ідеальні” системи. Властивості розчинів, які залежать лише від їх концентрації, і не залежать від природи розчиненої речовини називаються колігативними.

Осмос

1

Рис.7. Схема приладу для визначення осмотичного тиску

Якщо розчин і розчинник розділити напівпроникною перегородкою (мембраною 1 на рис.7), через яку проходять молекули розчинника і не проходять молекули розчиненої речовини, то настає одностороння дифузія молекул розчинника через мембрану. Процес односторонньої дифузії молекул через напівпроникну перегородку називається осмосом, а тиск, який потрібно прикласти до перегородки, що припинити осмос, називається осмотичним тиском. Динамічна рівновага (стан, при якому кількість молекул розчинника, що проходять через мембрану в обох напрямках за одиницю часу стає однаковою), встановлюється лише тоді, коли осмотичний тиск розчину врівноважений висотою стовпа рідини у трубці (висота h на рис.7)

У 1886 році Вант-Гофф показав, що осмотичний тиск розчину чисельно дорівнює тиску, який чинила би розчинена речовина, якби вона при даній температурі перебувала в газоподібному стані і займала об’єм, що дорівнює об’єму розчину. Це і є закон осмотичного тиску: р_осм. =  RT, де n – число моль розчиненої речовини; V – об’єм розчину; R – універсальна газова стала; T – температура. Оскільки молярна концентрація С_М =  , то р_осм. = С_МRT, тобто осмотичний тиск розбавленого розчину прямо пропорційний його молярній концентрації і температурі. За рівнянням осмотичного тиску можна обчислити молекулярні маси М розчинених речовин. Оскільки C_М =  (m – маса розчиненої речовини в грамах, що міститься в 1 л розчину), то р_осм. =  RT, звідки .

Розчини з однаковим осмотичним тиском називають ізотонічними.