УЧЕНИЕ О РАСТВОРАХ

(16 час. лекций и 8 час. решения задач)

Лекция 10

Понятие о растворах. Концентрация. Теории растворов. Термодинамика многокомпонентных систем. Химические потенциалы.

Растворами называются фазы, состав которых можно непрерывно изменять в известных пределах, т.е. это фазы переменного состава. Растворы представляют собой однородные смеси молекул (атомов, ионов) двух или более веществ, между которыми имеются физические и химические взаимодействия. Растворы, как правило, термодинамически устойчивы.

Простейшие составные части раствора, которые могут быть выделены в чистом виде и смешением которых можно получить растворы любого состава  компоненты раствора.

Часто деление компонентов на растворитель и растворенное вещество условно. Обычно компонент, находящийся в избытке, называют растворителем, а остальные компоненты  растворенные вещества. Если одним из компонентов раствора является жидкость, а другими  газы или твердые вещества, то растворителем считают жидкость.

Основными параметрами состояния раствора являются Р, Т и концентрации  относительные количества компонентов в растворе. Концентрации могут быть выражены различными способами. Введем обозначения :

g₁ , g₂ , … g_i  массы компонентов, выраженные в граммах (весовые количества), g_i  сумма масс компонентов ;

n₁ , n₂ , … n_i  число молей компонентов, n_i ;

V₁ , V₂ , … V_i  объемы чистых компонентов, V  объем раствора.

Индекс «1» относится к растворителю в тех случаях, когда его можно однозначно назвать.

Некоторые способы выражения концентрации растворов:

I. Количества веществ относятся к известному количеству раствора.

1) Весовая (массовая) доля  масса компонента в единице массы раствора :

G_i =

Весовой (массовый) процент  масса компонента в 100 единицах массы раствора: P_i = 100 G_i =  100 %

2) Мольная доля  число молей компонента в 1 моле раствора :

N_i = (  N_i = 1)

Мольные доли наиболее удобны при термодинамическом изучении растворов.

Мольный процент : N_i  100 %

3) Объемная доля  объем чистого компонента в единице объема раствора :

 _i =

Объемный процент :  _i  100 %

4) Мольно-объемная концентрация  число молей компонента в единице объема раствора : c_i =

Если V = 1 л , то это  молярность.

5) Эквивалентно-объемная концентрация  число г-экв компонента в единице объема раствора ; если V = 1 л , то это  нормальность.

6) Титр  содержание компонента (в граммах) в 1 мл раствора.

II. Количества веществ относятся к известному количеству растворителя.

1) Мольное отношение  число молей компонента на 1 моль другого компонента, обычно растворителя : r_i =

2) Мольно-весовое отношение  число молей компонента в расчете на известное весовое количество другого компонента, обычно растворителя. Если это  число молей компонента в 1000 г растворителя, то концентрация называется моляльность: m_i = =

При переходе от объемных единиц концентрации на весовые или мольные (и обратно) надо знать плотность раствора.

Следует помнить, что только в очень разбавленных растворах концентрации, выраженные в различных единицах, пропорциональны между собой.

Теории растворов.

При растворении наблюдается взаимодействие растворённого вещества с растворителем. В течение длительного времени растворение рассматривалось в основном как химический процесс. Этого взгляда придерживался Д. И. Менделеев. Он считал, что растворы  неустойчивые химические соединения, изменяющие свой состав в зависимости от Т и концентрации. Растворы  гомогенные системы, состоящие не только из растворителя и растворённых веществ, но и из продуктов их взаимодействия (гидраты, сольваты). При этом Менделеев исключал из рассмотрения смеси жидкостей, близких по своей природе (например, смеси углеводородов).

Иной взгляд на процесс растворения развивали сторонники физической теории растворов (Алексеев, Вант-Гофф, Аррениус, Оствальд): растворение  результат молекулярного движения и взаимного сцепления молекул; состояние растворённого вещества подобно состоянию газа; растворитель играет роль индифферентной среды. Была создана первая количественная теория растворов, которая подкрепила физическую теорию растворов. Оказалось, что ряд свойств разбавленных растворов (Т_зам , Т_кип , осмотическое давление, Р пара) зависят только от пропорций молекул составных частей раствора и не зависят от природы растворённого вещества. Эти свойства называются коллигативными свойствами. Но также оказалось, что количественная теория справедлива только для очень разбавленных растворов. Многие факты указывали на взаимодействие компонентов раствора. Все попытки рассмотреть с единой точки зрения растворы любых концентраций приводили к необходимости учёта химического фактора и подтверждали правильность многих мыслей Менделеева.

Борьба двух точек зрения уступила место признанию важного значения обоих факторов и невозможности их противопоставления. Развитие учения о межмолекулярных взаимодействиях и применение методов статистической физики позволили начать разработку количественной теории растворов любых концентраций. Однако теория растворов является труднейшей проблемой молекулярной физики и учения о химических связях. Общей количественной теории растворов пока не существует. Имеются лишь частные теории растворов неполярных веществ с молекулами, симметрия которых близка к шаровой, или разбавленных растворов электролитов.