3.1.2 Способы выражения состава растворов

Приведем наиболее часто применяемые на практике концентрации растворов.

Массовая доля (ω) – отношение массы растворенного вещества к массе раствора:

ω(x) = .

(3.1)

Массовая доля выражается в долях от единицы или в процентах (в долях от ста). Процентная концентрация показывает, сколько граммов растворённого вещества содержится в 100 г раствора. Например: ω(Н₂SО₄) = 0,3 или 30 % Н₂SО₄, т.е. в 100 г раствора содержится 30 г Н₂SО₄.

Мольная доля (N) – отношение количества молей растворенного вещества к общему числу молей раствора. В случае двухкомпонентного раствора формула имеет вид:

N(х) .

(3.2)

Мольная доля показывает, сколько молей растворенного вещества приходится на один моль раствора. Например,

N(Н₂SО₄) = 0,2, т.е. на один моль раствора приходится 0,2 моль Н₂SО₄.

Массовая и мольная доли являются безразмерными величинами.

Молярная концентрация (С) – отношение количества молей растворенного вещества к объему раствора:

С(х) .

(3.3)

Сокращенное обозначение молярной концентрации – М. На практике молярную концентрацию выражают обычно в моль/л. Например:

С(Н₂SО₃) = 0,2 моль/л или 0,2 М Н₂SО₃, т.е. в одном литре раствора содержится 0,2 моль Н₂SО₃. В случае равновесной молярной концентрации будет применяться следующая запись: [Н₂SО₃].

С(fэкв.(х)х) .

(3.4)

Молярная концентрация эквивалента С(fэкв.(х)х) или нормальная концентрация (н) – отношение количества моль эквивалентов растворенного вещества к объему раствора:

Например, С(1/2 Н₂SО₄ ) = 0,4 моль экв./л или 0,4 н Н₂SО₄, т.е. в одном литре раствора содержится 0,4 моль эквивалента Н₂SО₄.

Моляльная концентрация (Сm) – отношение количества молей растворенного вещества к 1 кг растворителя:

Cm(х) .

(3.5)

Например, С_m(Н₂SО₄) = 0,3 моль/кг, т.е. на 1 кг растворителя приходится 0,3 моль Н₂SО₄.

Массовые концентрации (массовая доля, моляльная) не зависят от температуры. В случае применения в формуле объема концентрация раствора будет зависеть от температуры, поэтому её относят к определенной температуре.

3.1.3 Физико-химические процессы образования растворов

В основе современных представлений образования растворов лежит гидратная теория Д. И. Менделеева. Он считал, что растворение – не только физический, но и химический процесс взаимодействия растворенного вещества с растворителем. Об этом свидетельствует выделение или поглощение тепла, изменение объема, окраски и другие явления, протекающие в процессе растворения. Взаимодействие растворенного вещества с растворителем называется сольватация, а в случае водных растворов – гидратация.

Процесс растворения включает три основные стадии.

1 Разрушение растворенного вещества до уровня молекул или ионов. Этот процесс требует затраты энергии.

2 Взаимодействие молекул растворителя с частицами растворенного вещества. Сольватация (гидратация) сопровождаются выделением энергии.

3 Равномерное распределение сольватов (гидратов) в растворителе.

Является следствием диффузии и требует затраты энергии.

Суммарный тепловой эффект процесса растворения определяется суммой

всех тепловых эффектов процессов протекающих при растворении.

Растворимость – это способность вещества растворяться в растворителе. Количественно растворимость характеризуется концентрацией насыщенного раствора. Насыщенным является раствор, в котором растворенное вещество находится в равновесии с раствором. Часто растворимость обозначают S и выражают в граммах растворенного вещества на 100 г растворителя. Раствор с меньшей концентрацией, чем в насыщенном, называются ненасыщенным, а с большей – пересыщенным.

Растворимость веществ зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от внешних условий (давления, температуры и т. д.).

Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри

Влияние давления на растворимость газов в жидкостях выражается законом Генри:

С = k·p.

(3.6)

где C – концентрация газа в насыщенном растворе,

k – коэффициент пропорциональности (константа Генри),

p – парциальное давление газа (давление, которое производит в смеси газов или над раствором летучей жидкости только данный газ).

Из закона Генри следует, что масса газа, растворенного при постоянной температуре в данном объема жидкости, прямо пропорциональна парциальному давлению газа.

В большинстве случаев при увеличении температуры растворимость газов в жидкостях уменьшается. Если процесс растворения сопровождается поглощением теплоты, то с ростом температуры растворимость газа увеличивается.

Растворимость газов в жидкостях сильно возрастает, если процесс растворения сопровождается химическим взаимодействием растворенного вещества и растворителя. Например, NН₃ + Н₂О = NН₄ОН. В одном объеме жидкой воды может раствориться до 700 объемов газообразного аммиака.

Растворимость твердых веществ в воде

Основные классы неорганических соединений (кислоты, основания и соли) в большинстве случаев хорошо растворимы в воде. Растворимость их на качественном уровне можно оценить из таблицы растворимости.

Для количественной характеристики малорастворимых веществ применяется произведение растворимости (ПР) – постоянная величина, зависящая только от температуры.

Вывод ПР для бинарного электролита приведем на примере раствора с осадком АgСl. В системе осадок–раствор устанавливается равновесие:

АgСl¯ АgСl_(р-р) Аg⁺ + Сl^–.

Применив закон действующих масс (рассматривается в главе 11) к данной гетерогенной системе, получим следующее выражение константы равновесия:

К_р=

[АgСl] является постоянной величиной и после переноса её влево получаем ПР(АgСl) = [Аg⁺]× [Сl^–] = 1,8·10^–10 (25 ^оС).

Если обозначить концентрации ионов через S, то в общем виде формула для вычисления ПР бинарного электролита имеет вид:

ПР = S2,

(3.7)

где S – молярная растворимость осадка.

Молярная растворимость для бинарного электролита вычисляется по формуле

S = .

(3.8)

Для электролитов диссоциирующих на три иона. Например:

СаF₂ ↔ Са²⁺ + 2F^-. Математическая зависимость для ПР и S имеют вид:

ПР = 4S3, отсюда S = .

(3.9)

Для электролитов диссоциирующих на четыре и более ионов будут более сложные математические зависимости. Поэтому по значениям ПР можно сравнивать растворимости только однотипных электролитов.

Изменение давления практически не влияет на растворимость, так как при растворении твердых веществ в воде объем системы изменяется незначительно.

В лияние температуры на растворимость некоторых соединений приведено на рисунке 3.1 из которого видно, что растворимость большинства твердых веществ с повышением температуры резко возрастает. Это является следствием того, что растворимость большинства твердых веществ протекает с поглощением тепла.

Следует отметить, что для широко используемого в пищевой промышленности хлорида натрия растворимость незначительно возрастает с повышением температуры, на что указывает почти горизонтальная кривая растворимости данной соли.

Если растворимость вещества (Са(ОН)₂, Na₂SO₄ и др.) протекает с поглощением тепла, то повышение температуры снижает растворимость данного твердого вещества.

Взаимная растворимость жидкостей

Возможны три случая.

1 Неограниченная взаимная растворимость (вода – этанол),

2 Ограниченная (вода – фенол),

3 Практически несмешивающиеся жидкости (вода – бензол).

Растворимость жидкости в жидкости обычно увеличивается с повышением температуры и практически не зависит от давления.

В случае ограниченно растворимых жидкостей существует критическая

температура, выше которой происходит полная взаимная растворимость. Например, для системы вода – анилин верхняя критическая температура равна 168 ^оС.